PRACTICAS_DE_QUIMICA_INDS._todas

PRÁCTICA NO.1 CONOCIMIENTO Y MANEJO DEL MATERIAL DE LABORATORIOS OBJETIVO GENERAL

 Identificar el material de laboratorio, por nombre, señalando es uso que se le puede dar.  Determinar la masa, el volumen, la densidad, la temperatura y la presión de algunos compuestos químicos aplicando los conceptos de incertidumbre, precisión y error. OBJETIVOS PARTICULARES

• Lograr identificar el material de laboratorio y adquirir conocimiento acerca de su clasificación y uso que se le pueda dar. • Aprender a utilizar las balanzas granataría y electrónica utilizando determinados materiales de laboratorio y la diferencia que estas dos balanzas tengan entre si. • Aprender a utilizar el material de vidrio que sirve para medir volúmenes y entender como registrar las escalas que tiene cada instrumento. • Determinar la densidad de los líquidos cuando se le es diluida una sustancia. • que es calentado.

Determinar y registrar la temperatura de un líquido

• Aprender a utilizar el manómetro que utiliza agua y lograr registrar la presión manométrica que se da al liberar cantidades de aire dentro de un garrafón. RESUMEN A continuación se presenta una práctica en la que interactuamos con instrumentos de laboratorio, y dos sustancias, aprendiendo a medir masas; el instrumento mas optimo para hacerlo es la balanza digital, medimos volúmenes; el mejor instrumento para ello es la bureta Al medir la presión con el manómetro analizaremos presiones de gases cercanas a las de la tierra. Calculamos densidades del cloruro de sodio y agua destilada, mismas que son muy similares al igual que su incremento y disminución de temperatura. En la industria el saber lo anterior es de vital importancia, ya que el mínimo error puede generar fatales consecuencias.

INTRODUCCIÓN Experimentar es descubrir o comprobar principios científicos por medio de pruebas y ensayos. Existen lugares específicos en donde se realizan actividades que no pueden o no deben realizarse en otros lugares; uno de ellos es el laboratorio de química, en el cual existen materiales, sustancias, aparatos, etc., que nos facilitan los experimentos que debemos realizar. A lo largo de esta práctica se mostrarán algunos materiales de laboratorio; los cuales normalmente se hallan clasificados por la utilidad que brindan. Esto facilita su localización, selección y ordenamiento dentro del laboratorio, aunque también se pueden clasificar de acuerdo al material del que están elaborados. Se entiende por clasificar al proceso que permite la ordenación sistemática en categorías, en un plan definido o en un criterio preestablecido. El trabajo del laboratorio de química que se finca en la experimentación, a veces necesita montar dispositivos en los cuales habrá que idear o adoptar algunos materiales, y para tal caso es indispensable conocer en forma general el material y equipo con el que debe contar el laboratorio. Según su uso el material de se ha clasificado en : Sostén Recipiente Volumétricos Uso especifico Por el material que se encuentran hechos: Porcelana Fierro Metal Madera Vidrio Los aparatos son instrumentos de construcción mas elaborados. •

Mecánicos

Balanzas Centrifugas Viscosímetros Manómetros • Ópticos Microscopios Refractómetros Polarímetros

•

Electrométricos

Medidor de ph Potenciómetro Puente de conductividad Kart fisher •

Fotométricos

Calorímetros. Se hablará además de algunas sustancias (las sustancias empleadas en laboratorio son reactivos usados para la experimentación y como auxiliares en la identificación de características de compuestos y elementos; pueden ser hidróxidos, ácidos, sales, indicadores, metales e incluso elementos en su estado puro y natural) como el carbonato de calcio y el cloruro de sodio; el cual es peligroso sólo en grandes cantidades y se encuentra en estado sólido. Trabajaremos con los compuestos anteriores para mezclarlos, pesarlos, diluirlos en agua y registrar su temperatura. Dentro del laboratorio existen ciertas reglas que hacen de éste un lugar seguro para nuestra persona y salud y con ello conllevan a vivir una experiencia rica y agradable acerca de la comprensión del mundo que nos rodea. Las principales reglas se muestran a continuación: 1) Acercar el cerillo encendido a un lado de la boca del mechero cuando se va a encender y enseguida abrir la llave del gas. 2) Para hacer uso de diferentes sustancias es importante revisar las indicaciones que llevan los frascos, ya que algunos contienen sustancias tóxicas o corrosivas. No olvidar cerrarlos muy bien. 3) Al verter ácidos o hidróxidos en agua, debe hacerse gota a gota, escurriéndolos muy lentamente por la orilla del recipiente. Nunca debe agregarse agua al ácido o al hidróxido, pues se puede producir una reacción muy violenta, y el ácido te puede salpicar. 4) Si se vierten ácidos a las atarjeas, deben ir previamente neutralizados; para ello se les debe agregar una sustancia alcalina como el bicarbonato de sodio. De esta manera se neutralizan los ácidos, es decir, se reduce su acidez. Además, debe vaciarse muy lentamente, cuidando que no haya agua o alguna otra sustancia en la atarjea (conducto de agua para riego y otros usos/alcantarilla). 5) Nunca se deben arrojar al desagüe dos o más sustancias juntas, porque pueden reaccionar y provocar accidentes. 6) No toques las sustancia, porque puedes quemarte. 7) No debes probar ni oler ninguna sustancia. 8) Con las probetas podemos obtener una exactitud de hasta 1ml. Abajo de 10ml es preferible emplear una pipeta y, si se desea mayor exactitud, una bureta. 9) Para mediciones muy precisas de longitudes se usa el vernier (mide hasta décimas de milímetro).

10) Los mecheros de alcohol no se apagan soplándolos, sino tapando la flama con la capucha. 11) En algunas mediciones de tiempo sólo es suficiente medir en segundos; si no se cuenta con un cronómetro, se utilizan relojes digitales que sí lo poseen. 12) Los frascos esmerilizados tienen la función de evitar la salida de gases de las soluciones que contienen, y los de color ámbar evitan la descomposición de la sustancia que contienen por efecto de la luz. 13) Al calentar el vidrio ten mucho cuidado, ya que no aparenta estar caliente y te puedes quemar. 14) Lubrica con grasa o aceite el orificio de un tapón de hule para introducir con facilidad el termómetro. 15) Debes conocer los controles de gas, agua y electricidad para suspender su suministro si hay riesgo de peligro. Por ello también debes conocer dónde se encuentran los extinguidores, regaderas y botiquín de laboratorio. 16) Normalmente el color azul se reserva para identificar la tuberia de agua; el amarillo para el gas; el blanco para la electricidad, y el negro para el drenaje. 17) Debes respetar el espacio entre mesa y mesa y el lugar que se haya dedicado para la experimentación, ya sea que trabajes en equipo o individualmente. 18) Las mesas y materiales de uso deben estar perfectamente limpios para evitar que se alteren los resultados de las prácticas. 19) El mantenimiento y cuidado de los componentes del laboratorio o, en su caso, del aula-laboratorio es también responsabilidad de todos para evitar el deterioro o destrucción de los materiales. 20) Limpia el área de trabajo, lava el material que uses, acomodándolo en su lugar o entrégalo al encargado del laboratorio. Los laboratorios escolares tienen como objetivo principal brindar un lugar propio para producir, repetir y comprobar algunos de los fenómenos naturales, de esta manera puedes observarlos más fácilmente y ampliar tus conocimientos científicos. Además, permite que desarrolles tus habilidades de observación, manipulación de sustancias y manejo de aparatos.

MATERIAL: • Anillo de hierro. • Bureta. • Gradilla. • Matráz balón fondo plano. • Mechero. • Pinzas Holder. • Pinzas para tubo de ensayo. • Probeta. • Soporte universal. • 3 vasos de precipitados. • Garrafón de vidrio de 20 litros con conexiones de vidrio y manguera. • Balanza electrónica. • Densímetro. • Matráz aforado. • Matráz de dos bocas. • Mortero con mazo. • Pinzas Lincoln. • Pipeta graduada. • Refrigerante. • Termómetro. • Vidrio de reloj. • Manómetro en U (con agua como líquido manométrico). • Balanza granataria. • Embudo de separación. • Matráz balón. • Matráz Erlenmeyer. • Pinzas de extensión. • Pinzas para bureta. • Pipeta volumétrica. • Rejilla. • Tubo de ensayo. • Viscosímetro de Ostwald.

REACTIVOS:  Carbonato de calcio (CaCO3)  Cloruro de sodio (NaCl)

DIAGRAMAS

Ajitador

Diagrama 1

Agitador

Embudos Espátula

M.P.

Materia l

Anillo de fierro

Metal

Clasificac ión

Vidri o

Refrigerante s Vaso de precipitado

Material elaborad o

Viscosímetro

Porcelan a

Mader a

Capsula de porcelana

Gradilla

Matraces Pipetas Vidrio de reloj

Baño maria

Pinzas

Soporte universal

Cristalizador

Fierr

Plástic o Propipeta

Termómetro

Diagrama 2

vr

Medir masa BG y BD

mvr

Medir masa BG y BD

mCaCO3= 3g NaCl

peso tara Medir masa BG y BD

H2O

Medir vol. bureta

Medir vol. probeta

25 ml H2O Medir vol. vpp

Medir vol. pipeta

mNaCl = 2g

Mezcla

mNaCl = 2g

VH2O

VH2O

mNaCl(ac)= VNaCl(ac)= ρ= m/V = Mh2O = VH2O = T=

VH2O

CÁLCULOS Y RESULTADOS Actividad 1 1.-Identifique el material y agrúpelo de acuerdo a la clasificación según su uso 2.-Escriba el nombre de cada material identificado verificando si coincide con los esquemas del material de este manual. Nombre

Agitador

Anillo de hierro

Baño maría

Dibujo

Uso Se utilizan para agitar o mover sustancias.

Se utiliza sujeto al soporte universal para soportar , triángulos de porcelana, matraces, etc.. Permite calentar sustancias que no pueden ser expuestas a fuego directo.

Cristalizador

Cristalizaciones

Embudo

Se emplean para filtrar sustancias liquidas o para trasvasarlas de un recipiente a otro.

Embudo de buchner

Filtraciones al vació junto con un medio filtrante

Clasificación

Vidrio

Fierro

Fierro

Vidrio

Vidrio

Vidrio

Nombre

Uso

Clasificación

Embudo de separación

Se utiliza para la separación de líquidos no miscibles

Vidrio

Espátula

Mantener reactivos sólidos

Metal

Garrafón con tapón perforado, conexiones de vidrio y Manguera de látex Gradilla

Dibujo

Se utiliza para medir presiones manométricas Se usa para sostener diferentes materiales

Manómetro Se utiliza para medir la presión de fluidos en un recipiente cerrado Matraz de dos bocas

Matraz erlenmeyer

Matraz de destilación

Sirve para contener sustancias Se usa para realizar titulaciones

Madera

Instrumento de medición

Vidrio

Vidrio

Vidrio Generador de vapores

Nombre

Dibujo

Matraz aforado

Uso Se usa para medir un volumen total

Clasificación Vidrio

Mortero con mazo

Recipiente en el que se machacan materiales o sustancias

Pinzas de crisol

Permiten sujetar crisoles

Fierro

Pinzas lincoln

Sujeta buretas

Fierro

Pinzas de extensión

Sujeta los refrigerantes

Fierro

Pinzas para bureta

Sujeta buretas

Fierro

Pinzas para termómetro

Sujeta lo termómetros

Fierro

Mide volúmenes exactos Mide volúmenes determinados

Pipeta graduada Pipeta volumétrica

Porcelana

Vidrio Vidrio

Dibujo Nombre

Uso

Clasificación

Propipeta

Se utiliza para succionar líquidos

Plástico

Probeta

Mide en forma mas exacta los volúmenes

Vidrio

Rejilla de asbesto

Se utiliza para dar estabilidad al material que esta sosteniendo

Alambre

Serpiente

Nombre

Dibujo

Viscosímetro de ostwald

Vaso de precipitados

Uso

Clasificación

Se utiliza para determinar la viscosidad

Vidrio

Se utiliza para precipitaciones

Vidrio

Actividad II Utilizando primero la balanza granataria y posteriormente la balanza electrónica: 1.- Pese en la balanza el vidrio de reloj, Lugo adicione carbonato de calcio (CaCo3) hasta tener 3 gramos de este compuesto y registre la pesada. 2.- De la misma manera pese 2 gramos de cloruro de sodio (NaCl). Nota: Realice todas las pesadas cuatro veces cada una. No se deseche las sustancias, se utilizaran posteriormente. Aparato Balanza granataria Balanza digital

Peso de el vidrio (gr.) 45.2 45.23 45.2 45.2

%Error= DT -DExp * 100% DT 0% 0.66%

Peso del CaCo3 (gr.) 3.03 3.04 3 3

%Error= DT -DExp DT 1% 1.33%

* 100%

Aparato Balanza granataria Balanza digital

Peso del NaCl (gr.) 2 2 1.7

%Error= DT -DExp DT

* 100%

15%

2.3

15%

Actividad III

1.- Utilizando una bureta, mida 25 mL de agua y, vaciándolos en: a) Un vaso de precipitados, registre el volumen según la escala del vaso. b) En una probeta, registre el volumen que indica la escala. 2.- Con una pipeta, mida el volumen del agua contenida en la bureta Nota: registre las medisciones cuatro veces.

Volumen

Dato teórico Bureta

Probeta

(mL.)

(mL.)

25 25 25 25

27 26.5 27 28

%Error= DT -DExp * 100% DT

8 6 8 12

Dato teórico

Volum en

Bureta

Pipeta

(mL.)

(mL.)

25 25 25 25

25.4 25.2 24.9 25.2

Dato teórico Bureta

Volumen

%Error= DT -DExp * 100% DT

1.6 0.8 0.4 0.8

(mL.)

Vaso de precipitado (mL.)

%Error= DT -DExp * 100% DT

25 25 25 25

28 27 30 28

12 8 20 12

Actividad IV

Para medir la determinación de la densidad de los líquidos, a temperatura ambiente: 1.- Mida 25 mL de agua destilada, registre su temperatura y su peso. 2.- Diluya los 2 gramos de cloruro de sodio en 100mL. De agua destilada. Determine el peso de 25mL. De esta solución, así como su temperatura. Nota: No deseche esta solución, se utilizara en la siguiente actividad.

Sustancia

mvp + sus

H2O NaCl

76.4 79.2

(gr.)

mvp (gr.) 54.7 54.5

msus.=mvp+sus.- mvp (gr.)

21.7 24.7

Volumen (mL.)

ρ=m / v

25 25

0.868 0.988

Actividad V 1.- Registre la variación de la temperatura de un liquido que se va calentando (agua destilada). Anote consecutivamente la temperatura cada 30 seg., durante 3 min. 2.- Repita el ensayo con la solución de cloruro de sodio.

C A L E N T A M I E N T O E N F R I A M I E N T O

Tiempo (s.) 0 30 60 90 120 150 180 210 240 270 300 330 360

Temperatura ºC H2O 23 30 33 38 41 47 50 45 41 37 35 34 33

Temperatura ºC NaCl 22 24 29 34 38 43 49 43 39 36 34 33 31

(gr/mL.)

60

Temperatura (ºC)

50 40 H2O

30

NaCl

20 10 0 0

100

200

300

400

Tiempo (seg.)

Actividad VI 1.- Registre las presiones manométricas que resulten de introducir aire a un garrafón conectado a un manómetro con agua como liquido manométrico. 2.- Posteriormente deja salir pequeñas cantidades de aire, de manera que en una rama del manómetro el líquido descienda 5 cm. cada vez.

40 35 30 25 20

h1 (cmH2O)

h2 (cmH2O)

11.3 13.9 16.5 19 21.4

51.4 48.9 46.4 43.9 41.4

∆h=| h2-h1| (cmH2O)

40.2 35 29.9 24.9 20

Pman=ρH2O Pman H2O (cmhg) ρHg 2.9558 2.5735 2.1985 1.8308 1.4705

Pabs=Patm + Pman (cmhg)

61.4 61 60.6 60.3 59.9

15 10 5 0

23.9 26.3 28.9 31.3

38 36.3 33.8 31.3

14.1 10 4.9 0

1.0367 0.7352 0.3602 0

59.5 59.2 58.8 58.5

Conversión atm, mmhg, lb/in2, Pa Pabs cmhg 40 35 30 25 20 15 10 5 0

1atm 76cmhg

0.807 0.802 0.797 0.793 0.788 0.782 0.778 0.773 0.769

Pabs atm

760mmhg 1atm

Pabs atm 14.7 lb/in2

613.32 609.52 605.72 602.68 598.88 594.32 591.28 587.48 584.44

1atm

11.86 11.78 11.71 11.65 11.58 11.49 11.43 11.36 11.30

Pabs atm 1.01325*105 76cmhg

81,769.27 81,262.65 80,756.02 80,350.72 79,844.10 79,236.15 78,830.85 78,324.22 77,918.92

ANÁLISIS Los resultados esperados no eran exactos ya que existen diversos factores, que hacen que las medidas no sean exactas; uno de ellos y el más importante depende del ángulo donde fue tomada la medida. Los resultados que fueron obtenidos tuvieron un error experimental de 0.03 hasta el 20 %; lo cual nos indica que las medidas tomadas no fueron muy alejadas de las reales. Los aparatos más precisos para medir masa es la balanza digital ya que arroja un valor directo, para medir volumen, la pipeta ya que su escala es pequeña a comparación de otros instrumento, y la presión fue medida por un manómetro que también tiene una escala pequeña y es por eso que facilita la lectura de estas medidas. Las actividades realizadas en la práctica tienen un uso industrial amplio. El medir la temperatura es muy importante en la industria de la metalurgia y en la farmacéutica. Al pesar la masa en la industria farmacéutica ya que es importante que cada medicamento deberá contener la cantidad de sustancia

exacta y la presión es muy importante ya que nos indica a cuanta presión puede ser sometida alguna sustancia química , piezas , etc..

CONCLUSIONES Los resultados obtenidos durante el experimento demostraron que existen errores en masa de 0.06% a 15% y los de volumen de 0.4% a 20% que pueden ser provocados por el mal empleo e inclusive por falta de experiencia al manipular los instrumentos de laboratorio, por falta de sincronización en el equipo o por el grado incertidumbre que se presenta en el material o apartaos al realizar mediciones de masa, temperatura y volumen. Para solucionar los errores existentes en el experimento y dentro del equipo de trabajo deberemos de realizar una mejor organización y sincronización al utilizar el material para realizar el experimento, adquiriendo conocimientos y la practica necesaria al trabajar con el equipo o instrumentos que emplearemos en el laboratorio, ya que se aprendió que tipo de material es el mas preciso para realizar mediciones se sabe que instrumento utilizaremos para que el error en el experimento sea menor o sea nulo.

CUESTIONARIO 1.-Mencione la importancia de conocer el uso del material y de equipo de laboratorio, describiendo las diferentes tipos de material y uso. *Se encuentra en la introducción. 2.- Determine las masas de carbono de calcio y e cloruro de sodio, especifique la incertidumbre, la precisión, así como el porcentaje de desviaron con respecto al valor obtenido como la balanza electrónica. *Se encuentra en la sección de cálculos y resultados (actividad No. 2). 3.- Determine, en la medición del volumen de agua, la incertidumbre, la precisión, así como el porcentaje de desviación (error en la medición) de cada material utilizado, con respecto al volumen medido en la bureta. *Se encuentra en la sección de cálculos y resultados (actividad No. 3). 4.- Elabore una tabla de datos donde exprese el volumen determinado en las unidades indicadas. *Se encuentra en los cálculos y resultados (actividad No. 4). 5.- Compare la densidad del agua, a temperatura ambiente, con la densidad de la solución de cloruro de sodio, también a temperatura ambiente. *Se encuentra en la sección de cálculos y resultados (actividad No. 5) 6.- Construya una grafica de temperatura contra tiempo que incluya el calentamiento del agua destilada y del calentamiento de la solución de cloruro de sodio. Interprete la grafica. *Se encuentra en la sección de cálculos y resultados (actividad No. 5).

7.-Calcule las presiones absolutas para el aire, a partir de las presiones manométricas, expresando los resultados en mmHg, atmósferas, lb/in2, Pa. *Se encuentra en la sección de cálculos y resultados (actividad No. 6) 8.- Investigue tres equipos de uso industrial, incluyendo su ilustración, útiles en la medición de: a) La presión, b) la temperatura y c) el volumen Como se mostró anteriormente la presión, el volumen y la temperatura juega un papel muy importante en la vida cotidiana, definiremos los principales usos industriales que tienen cada una de estas variables así como algunos aparatos que facilitan la medición de estos: Temperatura: En la industria farmacéutica, la temperatura dentro de los almacenes es muy importante, ya que existen soluciones que cambian sus componentes físicos y químicos, para esto, se debe medir de manera continua la temperatura, existen distintos tipos de mediciones el mas importante y portátil es de la serie optis MS: termómetro infrarrojo universal. Otro uso industrial esta en la metalurgia ya que se ocupan hornos y calderas que sirven para la fundición de metales. Presión: Existen muchas aplicaciones industriales para la presión, uno de los principales usos es para la compactación de diversos materiales, la entabletadora es uno de los principales instrumentos manejados a presión, ya que este es almacenado por polvo y este es procesado para convertirse en tableta, por medio de la presión ejercida por las plaquetas y moldes que están dentro de la maquina.

BIBLIOGRAFÍA ⇒ Guzmán, Zamudio, Polanco, Virginia y Ullo Castillejos Eneida Introducción a la técnica instrumental Instituto Politécnico Nacional Pág. 9-29 ⇒ Martínez Mercedes, Cortes Leticia, y Lujan Enrique Introducción a las maravillas de la Física y la Química Segunda edición, editorial Mc Graw Hill. Pág. 108 y 109. ⇒ Barcena Rojas Enrique Elaboración del manual de prácticas de laboratorio de química inorgánica para el nivel medio superior de los centros de bachillerato tecnológico y de servicios. 1986 Pág. 7-18 ⇒ Técnica y calidad instrumental 1 C.E.C.y.T “Miguel Othon de Mendizábal” ⇒ Hoesch marrion Rousel Metodología de operación en producción Pág. 26 ⇒ Sanofi Aventis Phama Maquinas y equipo farmacéutico. Pág. 70

PRÁCTICA No. 2 “ COEFICIENTE DE EXPANSIÓN DE LOS GASES” OBJETIVO: Determinar experimentalmente el coeficinte de expansión de los gases.

OBJETIVOS PARTICULARES: •

Observar y comprender el comportamiento de un gas por medio de sus variables de presión, temperatura y volumen.

•

Determinar y analizar el volumen de un gas que se encuentra a temperatura ambiente y a un cambio de temperatura determinada.

•

Estudiar las teorías o leyes correspondientes a la expansión de los gases y relacionarlas de manera que se aplique con el experimento que se realiza.

RESÚMEN: En la realización de la práctica que a continuaciòn se presenta, el objetivo principal fué calcular el coeficiente de expansión de los gases (el cual fué realizado con un poco de complicación, ya que fué necesario tomar sólo ciertos valores de la tempreratura y el volúmen, de tal manera que existiera un comportamiento más lineal), teniendo como base teórica la definición del gas ideal, la Teoría Cinético Molecular y las principales Leyes que rigen estos conceptos, para calcular presión (P), temperatura (T) y volumen (V). Finalmente obtuvios el coeficiente, que, comparado con un valor teórico tuvo un error pequeño. Su uso industrial es el cilindro de aire accionado al vació, que se utiliza para tomar muestras de aire a cierta altura de la ciudad para determinar la cantidad de contaminantes que existen en el ambiente.

GLOSARIO Atmósfera, atm. Unidad de presión que se define como 101.325 Pa; 1 atm= 760n torr. Ley de Boyle: A temperatura constante el volumen de una muestra gaseosa varía inversamente con la presión. Ley de Charles: A presión constante, el volumen de una muestra gaseosa varia directamente con la temperatura absoluta. Ley de Gay Lussac: A temperatura constante y presión constantes, los volúmenes de los gases usados o producidos en una reacción química se halla en proporciones de numero enteros o sencillos. Ley del gas ideal: El producto de la presión (P), y el volumen V, de una muestra de un gas ideal es proporcional al número de moles del gas n, por la temperatura absoluta. Presión: Fuerza por unidad de área. Principio de Avogadro: Volúmenes iguales de todos los gases a la misma temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas. Teoría cinética de los gases: un modelo a nivel molecular que puede utilizarse para explicar las leyes de los gases y de la cual la ecuación del gas ideal puede obtenerse. Proceso: es un conjunto de actividades que suceden con un determinado fin. Grado de incertidumbre: Grado de desconocimiento de una condición la cual puede ser representada por medidas cuantitativas (por ejemplo, un rango de valores calculados según distintos modelos) o por afirmaciones cualitativas (por ejemplo, al reflejar el juicio de un grupo de expertos Pendiente: Se le llama pendiente a la inclinación de un elemento ideal, natural o constructivo respecto de la horizontal. La pendiente de una recta en un sistema de representación rectangular (cartesiano), suele ser representado por la letra M, y es definido como el cambio o diferencia en el eje Y dividido por el respectivo cambio en el eje X, entre 2 puntos de la recta. Ordenada: En el sistema cartesiano, se dice de la coordenada vertical. Coeficiente de correlación: Describe la intensidad de la relación entre dos conjuntos de variables de nivel de intervalo. Es la medida de la intensidad de la relación lineal entre dos variables. El valor del coeficiente de correlación puede tomar valores desde menos uno hasta uno, indicando que mientras más cercano a uno sea el valor del coeficiente de correlación, en cualquier

dirección, más fuerte será la asociación lineal entre las dos variables. Mientras más cercano a cero sea el coeficiente de correlación indicará que más débil es la asociación entre ambas variables. Si es igual a cero se concluirá que no existe relación lineal alguna entre ambas variables. Extrapolación: es el proceso de construir nuevos puntos de datos a partir de un conjunto discreto de puntos conocidos. Es similar al proceso de interpolación, que construye nuevos puntos entre puntos conocidos, pero sus resultados son menos significativos, y están sujetos a mayor incertidumbre.

INTRODUCCIÓN: Los gases consisten en moléculas muy separadas y en rápido movimiento. Las moléculas de un gas están separadas por distancias comparativamente grandes, por ello pueden ubicarse fácilmente las moñéculas de un gas entre las de otro gas. Los gases son fácilmente compresibles. La compresión consiste en forzar a las moléculas del gas a estar lo más juntas posibles. Un gas se expande hasta llenar cualquier recipiente en el cual se haya introducido. Los gases se difunden debido a que las moléculas del gas están en constante y rápido movimiento. Por consiguiente, en el curso de su movimiento desordenado, las moléculas del gas golpean las paredes del recipiente. Estos impactos explican el hecho de que los gases ejerzan presión. GAS IDEAL. Es aquél gas que sigue exactamente el comportamiento según las condiciones ideales descrito por la ecuación PV= nRT (donde: P= presión, V= volúmen, T= temperatura absoluta, n= número de moles (masa) y R= constante del gas ideal. R=0.082Latm/Kmol). Condiciones De un gas

Ideal; P= 1atm, T= 0ºC= 273ºK Stándar o normal; P= 1atm, T= 25ºC= 298ºK Estado; propia del sistema. Cd. de México, P= 585mmHg, T= 22ºC.

TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR: La teoría cinético-molecular de los gases proporciona un modelo para explicar la regularidad observada en el comportamiento de los gases. El 1738 Daniel Bernoulli explicó la Ley de Boyle suponiendo que la presión de un gas resulta de los choques de las moléculas del gas con las paredes del recipiente. Tiempo después la Teoría Cinética se extendió y decidió los siguientes postulados: 1) Los gases consisten en moléculas muy separadas en el espacio. El volúmen real de las moléculas individuales es despreciable en comparación con el volúmen total del gas como un todo. La palabra molécula se usa aquí para designar la partícula más pequeña de cualquier gas; algunos gases (por ejemplo los gases nobles) consisten en átomos sin combinarse. 2) Las moléculas de los gases están en constante y rápido movimiento rectilíneo, chocan entre sí y con las paredes del recipiente. Aunque la enrgía se puede transmitir de una molécula a otra en estos choques no se pierde energía cinética (que es energía en movimiento). 3) El promedio de energía cinética de las moléculas de un gas depende de la temperatura y aumenta a medida que la temperatura

aumenta. A una temperatura dada, las moléculas de todos los gases tienen el mismo promedio de energía cinética. 4) Las fuerzas de atracción entre las moléculas de los gases son despreciables. Las Leyes de los gases pueden ser explicados por la teoría cinética. LEY DE BOYLE: La relación entre el volúmen y la presión de una muestra de gas fué estudiada por Robert Boyle en 1662. Él descubrió que aumentaba la presión sobre una muestra de un gas hace que el volúmen de éste disminuya proporcionalmente. “La Ley de Boyle establece que, a temperatura constante, el volúmen de una muestra de gas varía inversamente con la presión”: V α 1/P La proporcionalidad puede cambiarse en igualdad por la introducción de una constante k. o

PV= k

Volúmen (V)

V= k/P

Presión (P)

LEY DE CHARLES: Estudió la relación entre el volúmen y la temperatura de una muestra de gas en 1787. En 1802 recibió el apoyo de Joseph Gay-Lussac. Un gas se expande cuando se calienta a presión constante. Los datos experiemntales demuestran que por cada grado Celsius que aumenta la temperatura, el volúmen de un gas aumenta 1/273 (valor del coeficinte de expansión de un gas) de su valor a 0ºC si la presión se mantiene constante.

Aunque el volúmen aumenta de manera regular con el aumento de la temperatura, el volúmen no es directamente proporcional a la temperatura medida en grados Celsius. La ley de Charles dice que “el volúmen de cualquier muestra de un gas varía directamente con la temperatura absoluta si la presión se mantiene constante”. Vα T

P= cte.

V = Kt (el valor numérico de la constante

de proporcionalidad depende de la presión y del tamaño de la muestra de gas) . LEY DEL GAS IDEAL: El volúmen de un gas, a temperatura y presión fijas, varía directamente con el número de moles del gas considerado. Vα n

V= kn

El valor de la constante de proporcionalidad depende de la temperatura y presión del gas. PRINCIPIO DE AVOGADRO: El principio de Avogadro establece que volúmenes iguales de gases diferentes a las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. Como el número de partículas es proporcional a “n” (cantidad de sustancia) conocido como mol, a tempertaura y presión fijas, el volúmen ocupado por un gas es proporcional a “n”. Vα n

P=cte

T= cte.

ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES: Combinando las ecuaciones PV = cte y V/T=cte, se tiene: PV/T=C(n), donde C es una constante que depende del número de moles. Esta ecuación es conocida como ecuación del gas ideal, que también se puede escribir como:

P1V1=P2V2 T1 T2 Cuando un gas se calienta a volumen constante, esta ecuación queda P1=P2 T1 T2 A este comportamiento se le conoce como isométrico o isocorico. A presión y temperatura constante, el volumen es proporcional al número de moles y la constante de proporcionalidad puede expresarse en función de una nueva constante R y el número de moles. C(n) =nR

y

PV = nR ó PV = nRT T R= constante universal de los gases.

VARIABLES DE ESTADO: presión (P), temperatura (T) y volumen (V). SISTEMA: parte del universo que separamos para estudiarlo. Existen 3 tipos de sistemas que son: SISTEMA ABIERTO: es aquel que tiene un lado intangible que permite la transferencia de la materia y energía. SISTEMA CERRADO: es aquel que no intercambia masa con sus alrededores, aunque puede liberar o a absorber agua. SISTEMA AISLADO: es aquel que no permite la transferencia de energía y materia. PROPIEDADES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS El valor de cualquier propiedad extensiva se obtiene sumando los valores de la misma en todas las partes del sistema. Las propiedades intensivas sean las mismas en cualquier parte del sistema como la presión y la temperatura, y cuando el sistema esta equilibrado. La relación P-V-T permite que se asignen valores a dos de las tres variables, el valor de la tercera puede calcularse a partir de la ley del gas ideal. Cualquier conjunto de 2 variables es un conjunto de variables independientes y la tercera será la variable dependiente. La gran utilidad de esta ecuación se deriva de el hecho de que todos los estados gaseosos, liquido y solidó, de una sustancia donde pueden ser representados sobre el mismo diagrama. COMPORTAMIENTO P, V Y T EN EL GAS IDEAL |

A

B Presion (atm)

D

C

Volumen ( L ) Supongamos un gas ideal que originalmente se encuentra en el estado A. Este gas se expande (disminución de presión y aumento de volumen) a temperatura cte. hasta el estado B; posteriormente es enfriado a volumen constante (disminución de presión sin que cambien el volumen) hasta el estado C, y finalmente enfriado a presión constante hasta alcanzar el estado o (disminución de volumen a presión constante Temperatura cte. PROCESO ISOTÉRMICO Volumen cte. PROCESO ISOMÉTRICO O ISOCÓRICO Presión cte. PROCESO ISOBARICO

MATERIAL:

► ► ► ► ► ► ► ► ► ► ► ►

1 Soporte con arillo y tela de lambre. 1 pinza para bureta. 1 mechero de Bunsen. 1 matráz Erlenmeyer de 250ml. 1 tapón bihoradado para el matráz tubo de 5mm de diámetro (doblado). 1 vaso de precipitados de 1000 ml. 1 vaso de precipitados de 2000 ml. 1 bureta para gases de 100 ml. 2 termómetros de 0 a 150 ºC. 1 probeta de 100 ml. 1 manguera látex de 30 cm.

DIAGRAMA (DESARROLLO):

7) desconectar

4)Conectar

1) Vaso de precipitados

2)

3)

Matraz Erlenmeyer

Bureta para gases

introducir

Vaso de precipitados

Vaso de precupitados (2000L)

Llenar de H2O T= 20 ºC

5) calentar Mechero de Bunsen

Vaso de precipitados (1000L)

6) Vi= +1ºC=V2= +1ºC=V3= +1ºC=V4= +1ºC=V5= +1ºC=V6= +1ºC=V7= . . . +1ºC=V15=

Llenar H2O

Manguera

Matráz

Tg ºC

tapar extremo

Colocar tapón tirando H 2O

VH2Odesp.

VT= VB + matráz (mLH2O)

CÁLCULOS Y RESULTADOS:

Vgas=VT – VH2Odest.

1) Tabular los datos experimentales de volúmen y temperatura, incluir una colunma con el volúmen total a las diferentes temperaturas. V H2O (ml)

T g ºC 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37

32.5 22 20.2 18.5 17 15 13.5 12 11 10 8 6 4.5 2 .5

VT = Vb + Vmatráz (ml)

V gas = Vt – V H2O ( Y )

Vt = 136ml + 256ml Vt = 392 ml

359.5 370 371.5 373.5 375 377 378.5 380 381 382 384 386 387.5 390 391.5

2) Construir la gráfica de volúmen contra temperatura. La gráfica está anexada un poco más adelande. 3) Efectuar un ajuste de curva, en caso necesario y determinar la pendiente de la recta. T oC ( X ) 28 29 30 31 32 33 34 35

V gas (ml) 377 378.5 380 381 382 384 386 387.5

Vajustada (ml) 376.833 378.309 379.786 381.262 382.738 384.214 385.64 387.167

m = 1.476 ml/ºC b = 335.5 ml r = 0.99 4) Explicar a qué corresponde la pendiente de la recta de volúmen vs temperatura.

y = mx +b V= mT+ b m= α VO = α b b=VO 5) Determinar el valor de α 1.476 ml/oC α = m/b 335.5 = ml α

exp

α

teo

= 4.399x10-3 1/ºC = 1o . 273 C

= 3.663x10-3 1/ºC

6) Extrapolar la temperatura para cuando el volúmen tiende a cero. La extrapolación se encuentra en la gáfica anexada. 7) Calcular el porcentaje de error entre el valor obtenido y el valor teórico para α y para la temperatura del cero absoluto. ERROR EXPERIMENTAL Temperatura Texp= -b/m= -335.5ml/1.476 (ml/ºC) Tteo= -227.30 ºC

Error =

Tteo – Texp Tteo

X 100

273 – 227.303 273

X 100

a Error =

Error = 16.73 %

ERROR EXPERIMENTAL:

Error =

α

teo

– α exo α teo

X 100

-3 -3 Error exp = 3.663x10 – 4.399x10 -3 3.663x10

X 100

Error exp = 20.093 %

ANÁLISIS: Los resultados obtenidos en el análisis de volúmen vs temperatura no fueron muy favorables, ya que el volúmen variaba notablemente de un grado centígrado al siguiente, así que fué necesario tomar sólo ciertos datos para que dicho análisis mostrara un comportamiento más lineal. Hubo un error experimental entre el 16.73% y el 20.093%, dicho error se debio tal vez a la graduación de la bureta, ya que el cálculo del volúmen era aproximado debido a la graduación de ésta y probablemente también al uso que le dimos a los instrumentos puesto que no sabemos utilizarlos correctamente aún.

CONCLUSIONES: Al obtener la pendiente, ordenada, coeficiente de correlación y graficar, se comprobó existía un comportamiento lineal y se hizo sólo un pequeño ajuste por medio de mínimos cuadrados para mostrar más claramente el comportamiento lineal que existe. Los resultados obtenidos nos mostraron que entre la temperatura experimental y la teorica existe un errór experimetal de 16.73%. Por otro lado, en el caso del coeficiente de expansión de los gases existe un error experimental de 20.093 % comparando el teórico (1/273) y el experimental. Lo que demuestra que el experimento no estuvo 100% bien pero tampoco estuvo tan mal, por los motivos explicados anteriormente. Para solucionar los errores que se presentaron en nuestra práctica sugerimos el uso de instrumentos más exactos, así como la constancia de nosotros en las mediciones de laboratorio para aprender a hacer los experimentos con un error menor. Las actividades realizadas en la práctica tienen un uso industrial muy amplio, ya que en la mayoría (o totalidad) de las empresas se trabaja con gases y temperaturas y se tiene que analizar tanto el coeficinte de expansion del gas, que interviene en la determinación de los diferentes procesos a los que se debe someter para que el producto esté elaborado correctamente. También

podría servir en caso de algún accidente para determinar la gravedad de éste y desalojar el lugar o tomarlo con calma, si no es tan grave.

CUESTIONARIO 1.- Tabular los datos experimentales de volumen y temperatura, incluir una columna con el volumen total a diferentes temperaturas SOL.: se encuentra en la sección de cálculos y resultados. 2.- Construir una grafica de volumen contra temperatura SOL.: se encuentra en la sección de cálculos y resultados 3.- Efectuar un ajuste de curva, en caso de ser necesario y determinar la pendiente de la recta. SOL.: se encuentra en la sección de cálculos y resultados. 4.-Explicar a que corresponde la pendiente de la recta de volumen vs temperatura SOL.: se encuentra en la sección de cálculos y resultados. 5.- Determinar el valor de α SOL.: se encuentra en la sección de cálculos y resultados. 6.- Extrapolar la temperatura para cuando el volumen tiende a 0 SOL.: se encuentra en la sección de cálculos y resultados. 7.- Calcular el porcentaje de error el valor obtenido y el valor teorico para α para la temperatura del cero absoluto. SOL.: se encuentra en la sección de cálculos y resultados.

BIBLIOGRAFÍA:

 Quimica, MORTIMER Charles E., editorial Iberoamérica, México, D.F., 1986, 781 páginas. Páginas usadas: 182-199.  Curso de química 1, RODRÍGUEZ Mercado Sara, impreso en los talleres de UPIICSA, México, D.F. 2000, páginas utilizadas: 33-41.  Química 2 “Cálculos Químicos”, BRAVO Trejo José Mariano y RODRÍGUEZ Huerta José Luis, 4ta edición, Editorial EXODO, México, D.F., 2005, páginas utilizadas: 43-70.  Química 1, ROMERO Bonnet Florencia, segunda edición, Editorial OXFORD, México, D.F., 1995. Páginas utilizadas: 105-108.

PRACTICA 3: DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE UN GAS OBJETIVOS: • • • •

Producir oxigeno por medio de descomposición de bióxido de plomo Calcular la densidad del oxigeno, a las condiciones que se desarrolla el experimento. Corregir la densidad del oxigeno, de las condiciones del experimento a las estándar de temperatura y presión. Determinar el error relativo, comparando la densidad experimental contra la densidad teórica del oxigeno.

OBJETIVO PARTICULARES: •

Observar y comprender el comportamiento del agua y el gas, cuando se produce oxigeno por medio del calentamiento de bióxido de plomo cuando este llegue al frasco con agua.

•

Comparar que tan cierta es la teoría que habla sobre la densidad de los gases con los resultados experimentales.

•

Determinar la densidad experimental.

del oxigeno producido de manera teórica y

RESUMEN En la realización de la practica que a continuación se presenta, el objetivo principal es calcular la densidad de un gas que es producido por la reacción del bióxido de plomo (PbO2) al ser calentado, con la complejidad que el material se empleo mucha precaución, ya que podemos decir que el volumen del gas generado es igual al del agua desplazada ya que para calcular su densidad tenemos como base teórica de manera indirecta la ecuación de los ideales y de marea directa la ecuación de densidad (m/v). Su uso o aplicación industrial con el medidor de densidad ya que se dedica al monitoreo de la densidad a altos índices de presión en la densidad en la refinación de gasolinas y derivados del petróleo.

GLOSARIO Atmósfera, atm.: Unidad de presión que se define como 101.325 Pa; 1 atm= 760n torr. Densidad ( ): Es una magnitud referida a la cantidad de masa contenida en un determinado volumen. Densidad absoluta o densidad real: Expresa la masa por unidad de volumen. Cuando no se hace ninguna aclaración al respecto, el término densidad suele entenderse en el sentido de densidad absoluta:

Densidad relativa: La densidad relativa o aparente expresa la relación entre la densidad de una sustancia y la densidad del agua, resultando una magnitud adimensional. La densidad del agua tiene un valor de 1 kg/l —a las condiciones de 1 atm y 4 °C— equivalente a 1000 kg/m3. Aunque la unidad en el SI es kg/m3, también es costumbre expresar la densidad de los líquidos en g/cm3. Gas: Es el estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan volumen y forma definida, provocando que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene, los gases no pesan ya que no tienen masa. Error experimental: Es una desviación del valor medido respecto al valor real de dicha magnitud. En general los errores experimentales son ineludibles y dependen básicamente del procedimiento elegido y la tecnología disponible para realizar la medición. Factor de compresibilidad: PV/RT, donde P es la presión del gas; V el volumen; R la constante de el gas ideal, y T la temperatura absoluta. Para 1 mol de un gas ideal, el factor de compresibilidad es siempre igual a 1. Ley del gas ideal: El producto de la presión (P), y el volumen V, de una muestra de un gas ideal es proporcional al número de moles del gas n, por la temperatura absoluta. Masa: Es la cantidad de materia contenida en un cuerpo, esta última definición es incompleta. Se mide en kilogramos. Rendimiento: La cantidad de producto que se suele obtener de una reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar, etc...

El rendimiento de una reacción se calcula mediante la siguiente fórmula:

Teoría cinética de los gases: Un modelo a nivel molecular que puede utilizarse para explicar las leyes de los gases y de la cual la ecuación del gas ideal puede obtenerse. Volumen: Representa la cantidad de espacio que ocupa su materia y que no puede ser ocupado por otro cuerpo, ya que los cuerpos son impenetrables. El volumen también es una propiedad general de la materia y, por tanto, no permite distinguir un tipo de materia, una sustancia, de otra, ya que todas tienen un volumen.

DESARROLLO MA _________

Pesar MTE ________________ Enfriar

Colocar 0.5gr de PbO2 en el tubo de ensayo.

Pesar

Conectar al tapón del frasco

Calentar

Observar el desprendimiento del gas

MTE+PbO2 __________ MPbO2 ______________

El otro extremo poner dentro del vaso de precipitado 250 m3

Obtener 70 m3

INTRODUCCIÓN TEÓRICA Propiedades de la materia Cada sustancia tiene un conjunto único de propiedades; características que permiten reconocerla y distribuirla de otras sustancias y estas se pueden agrupar en dos categorías: físicas y químicas. Podemos medir las propiedades físicas sin cambiar la identidad ni la composición Las propiedades incluyen olor, color densidad, punto de fusión, de ebullición y de dureza. Las propiedades químicas describen la forma en el que una sustancia puede reaccionar para formar otras sustancias Los gases consisten en moléculas muy separadas entre si en el espacio en un estado caótico y en completo movimiento aleatorio. Las partículas de los gases chocan entre si y con las paredes del recipiente que los contiene, y no pierden energía debido a la fricción. Se dice que las partículas de los gases no se atraen ni se repelen, al igual que no tienen fuerzas de atracción. La propiedad de la densidad no depende de la cantidad de muestra que se esta examinando. Estas propiedades llamadas propiedades intensivas, son especialmente útiles en química porque muchas de ellas sirven para identificar las sustancias. Las propiedades extensivas de las sustancias dependen de la cantidad de la muestra e incluyen mediciones de la masa y el volumen. Las propiedades extensivas tienen que ver con la cantidad de sustancia presente. DENSIDAD La densidad se utiliza ampliamente para caracterizar las sustancias; se defina como la cantidad de masa en una unidad de volumen de la sustancia Densidad = masa Volumen Las densidades de los sólidos y líquidos se expresan en (g/cm.) o (g/ml). Dado que casi todas las sustancias cambian de volumen al calentarse o enfriarse, la densidad depende de la temperatura. Por lo regular se supone que la temperatura es 25*C, la temperatura ambiente normal, eso si no se indica la temperatura El valor de esta propiedad extensiva se obtiene sumando los valores de la misma en todas partes del sistema. La relación P-V-T permite que se asignen valores a dos de las tres variables, el valor de la tercera puede calcularse a partir de la ley del gas ideal. Cualquier conjunto de dos variables es un conjunto de variables independientes y la tercera será de la variable dependiente.

ESTEQUIOMETRÍA Es una herramienta indispensable en química. Problemas tan diversos como medir la concentración de ozono en la atmósfera, determinar el rendimiento potencial de oro de una mina y evaluar diferentes procesos para convertir carbón en combustibles gaseosos implica en estequiometria. La estequiometria se basa en el rendimiento de las masas atómicas y en un principio fundamental, la ley de la conservación de la masa: La masa total de todas las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de una reacción. REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química es un proceso en el cual dos o más sustancias, al interaccionar, forman otras, como consecuencia de la ruptura de algunos enlaces y la formación de otros nuevos. Una reacción puede representarse mediante un modelo matemático, utilizando literales para representar las sustancias participantes en una ecuación química. A+B= AB O bien mediante una ecuación química representando las sustancias participantes por medio de símbolos y formulas químicas. S+O2= SO2 Como los términos del primer miembro son diferentes químicamente a los del segundo miembro, en una ecuación química se sustituye el signo =, utiliza en una reacción por una flecha, que indica el sentido en que se da una reacción. Las diferentes reacciones o procesos químicos dan lugar, muchas veces a la obtención de sustancias compuestas, atendiendo a ello, los compuestos químicos pueden formarse por distintos procedimientos generales. Clasificación De acuerdo con la formación o ruptura de las reacciones químicas se clasifican en 4 tipos: a) reacciones de síntesis A+B---- AB b) análisis de descomposición AB-----A+B c) simple sustitución o desplazamiento A+BC------ AC+B d) doble sustitución AB+CB---- AD+CB En química, existen varios tipos de reacciones, estas son: 1. REACCIÓN BIMOLECULAR: En la que intervienen dos moléculas 2. REACCIÓN DE ADICIÓN: En la que un reactivo se le añade los dos átomos de carbono de un enlace carbono-carbono múltiple. 3. REACCIÓN DE COMBINACIÓN: En la que dos o mas sustancias se combinan para formar un solo producto

4. REACCIÓN DE COMBUSTIÓN: En la que se desprende calor y a menudo se produce una flama. 5. REACCIÓN DE CONDENSACIÓN: En la que se separa una molécula pequeña de entre 2 moléculas que reaccionan. 6. REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN: En la que un solo compuesto reacciona para dar dos o mas productos 7. REACCIÓN DE DESPLAZAMIENTO: En la que un elemento reacciona con un compuesto y desplaza de el a otro elemento. 8. REACCIÓN DE ELECTROLISIS: En la que se produce una reacción redox no espontánea mediante el paso de una caliente bajo un potencial eléctrico. 9. REACCIÓN DE METÁTESIS: reacción entre compuestos que parece implicar el intercambio de iones entre los dos reactivos. 10. REACCIÓN DE REDOX: En la cambian los estados de oxidación de ciertos átomos. 11. REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN: En la que un acido y una base reaccionan en cantidades equivalentes 12. REACCIÓN DE PRECIPITACIÓN: Entre sustancias en disolución; en la que un producto es insoluble. 13. REACCIÓN DE PRIMER ORDEN: Cuya velocidad a la condensación de un cierto reactivo elevada a la primera potencia. 14. REACCIÓN DE SEGUNDO ORDEN: reacción en el que el exponente de concentración de la ecuación es 2 15. REACCIÓN EN CADENA: Serie de reacciones en la que una reacción indica la siguiente 16. REACCIÓN EN TERMOLECULAR: reacción elemental en la que intervienen tres moléculas 17. REACCIÓN TERMONUCLEAR: Es otro nombre que se da a las reacciones de fusión 18. REACCIÓN UNIMOLECULAR: reacción elemental en la que interviene una molécula 19. REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN: reacción en la que un átomo sustituye a otro átomo PRODUCTO Son las sustancias finales de una reacción química REACTIVO LIMITANTE El reactivo limitante, que de acuerdo con la reacción química, se suministra en la cantidad más pequeña estequiometricamente, y de ahí es que limita la cantidad de producto y puede obtenerse la reacción química.

REACTIVO EN EXCESO Es la cantidad de materia perteneciente a un elemento a compuesto que cuando se mezcla no se aprovecha totalmente y ya no se puede combinar por falta del reactivo limitante. PUREZA E IMPUREZAS Pureza = Masa real *100 Masa total La masa real es la única masa que reacciona Impureza: sustancias que acompañan el reactivo para conservarlo RENDIMIENTOS TEÓRICOS La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante se le llama rendimiento técnico. La cantidad de producto que realmente se obtiene de una reacción se le llama reacción real, este es mayor que el teórico. El porcentaje del rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el técnico: % de rendimiento = rendimiento real/rendimiento técnico LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA No hay cambio detectable en la masa durante una reacción química, puesto que las reacciones consisten en la separación y unión de átomos y debido a que los átomos no se crean ni se destruyen, en los procesos, la masa total de todos los materiales que participan en una reacción química deben ser iguales a la masa total de todos los productos de la reacción. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES Un compuesto puro consiste de los mismos elementos combinados mismas proporciones en masa

en las

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES La energía total del universo es constante Establece que la energía total de un sistema aislado es constante, es decir, la suma de todas las energías cinéticas y potenciales hermánese constante, aun cuando una de las dos puede aumentar o disminuir a expensas de la otra.

LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un múltiplo de la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos LEYES DE TERMODINÁMICA La energía se puede convertir de una forma acta. La primera ley de termodinámica, puede resumirse en: la energía se conserva. Cualquier energía perdida por el sistema deberá ser ganada por el entorno, y viceversa. Para aplicar esta ley cautivamente, es necesario definir la energía de un sistema en forma mas precisa. La termodinámica es el estudio de la energía y sus transformaciones de energía, principalmente el calor, durante las reacciones químicas. Un objeto puede poseer energía en dos formas: la energía cinética que es la energía debido al movimiento del cuerpo y la energía potencial que es la energía que un objeto posee en virtud a su posición relativa a otros objetos. La primera ley de la termodinámica, que también se denomina ley de la conservación de la energía, dice que el cambio en la energía interna de un sistema, ∆E, es la suma del calor, q, transferido hacia o desde el sistema y el trabajo w, efectuando por o sobre el sistema ∆E= q+w. Tanto que como w tiene un signo que indica la dirección de transferencia de energía. Si se transfiere calor del entorno al sistema, q menor que 0. Es un proceso endotérmico, el sistema absorbe calor del entorno, es un proceso exotérmico, se libera calor del sistema al entorno.

MATERIAL 1 tubo de ensayo 1 tapón de hule No 3 monohoradado 1 frasco de boca ancha de .5 litros 1 tapón de hule No 12 bihoradado 1 vaso de 250 cm3 = 250 ml 2 tubos de vidrio para conexión 1 mechero 1 termómetro de – 20oC a 120oC 1 espátula 1 balanza

REACTIVOS NOMB RE

FORMU LA

PROPIEDADES

TOXICIDAD

⇒ Punto de ebullición de 373 K

Agua

H2O

(100 °C) a presión de 1 atm. ⇒ Punto de fusión de 273 K (0 °C) a presión de 1 atm. ⇒ Densidad máxima del agua líquida es 1 g/cm3, a una temperatura de 3,8 ºC; ⇒ Tensión superficial muy elevada. ⇒ El calor específico del agua es de 1 cal/ºC·g. ⇒ Es un disolvente universal ⇒ Presenta polaridad eléctrica ⇒ El agua pura no conduce la electricidad ⇒ Es un líquido inodoro e insípido. ⇒ Se presenta en tres formas, que son: sólido, líquido o gas. ⇒ Tiene una densidad máxima de 1 g/cm3 a 277 K y presión 1 atm. ⇒ Calor latente de fusión del hielo a 0 °C: 80 cal/g (ó 335 J/g) ⇒ Calor latente de evaporación del agua a 100 °C: 540 cal/g (ó 2260 J/g) ⇒ No posee propiedades ácidas ni básicas. ⇒ Con ciertas sales forma hidratos. ⇒ Reacciona con los óxidos de metales formando bases. ⇒ Es catalizador en muchas reacciones químicas

Aire

N2O2

•

Expansión: Aumento de volumen de una masa de aire al verse reducida la presión ejercida por una fuerza o debido a la incorporación de calor.

No es toxica

No es toxico

•

•

• • • •

Dióxid o de plomo

PbO2

Contracción: Reducción de volumen del aire al verse presionado por una fuerza, pero este llega a un límite y el aire tiende a expandirse después de ese límite. Fluidez: Es el flujo de aire de un lugar de mayor a menor concentración sin gasto de energía Presión atmosférica: Fuerza que ejerce el aire a todos los cuerpos. Volumen: Es el espacio que ocupa el aire. Densidad: Es de 1.18*10-³ g/cm³ Propiedades de la mezcla Psicrometría Componentes fundamentales: nitrógeno (78,1%) y el oxígeno (20,9%). Componentes secundarios: gases nobles y dióxido de carbono(1%).

Punto de fusión (se descompone): 290°C Densidad: 9.38 g/cm3 Solubilidad en agua: ninguna Masa molecular: 239.2

 Dolor abdominal Náuseas  Vómitos Puede afecta: Sangre  Sistema nervioso central  Sistema nervioso Periférico  Riñón Produce:  Anemia, Encefalopatía (convulsiones)  Enfermedades periféricas nerviosas calambres abdominales Disfunciones del riñón  Produce graves alteraciones en la reproducción humana  Cáncer

DATOS Y CÁLCULOS: Masa del tubo de ensayo: 26.39 gr Masa de reactivo (PbO2): 0..49 gr Masa del tubo de ensayo + PbO2: 26.88 gr 70cm3 (1ml/1cm3) = 70ml Volúmen del agua= 26ml Masa del tubo de ensayo + PbO2 (enfriamiento)= 26.36 gr ρ ο = mo2/ Vo2 PV= nRT n= m/PM Densidad indirecta ρ = m/v = Po2·PMO2 / RT= (O.742atm) (32g/mol) / (0.082atmL/molºK) (296ºK) ρ = 0.9782g/L Patm= PO2 + PVH2O PO2= Patm – PVH2O PO2= 585 mmHg – 21.06 mmHg Po2= (565.932 mmHg) (1atm/ 760 mmHg) = 0.74 atm Densidad directa ρ = mo2/ VO2= 0.02gr/ 0.026 L= 0.76

Vo2= VH2O desp= 26 ml mo2= mPbO2 – mPbO = 0.49gr – 0.47 gr= 0.02 gr m PbO2= mPbO2 + tubo – mtubo = 26.88 gr – 26.39 gr= 0.49 gr mPbO = mproducción + tubo – mtubo = 26.86 gr – 26.39gr = 0.47 gr 26ml(1L/1000ml) = 0.026L E.E.=

ρ T- ρ ρ T

exp

X 100%

0.97 g/L – 0.76 g/L X 100% 0.97 g/L ERROR EXPERIMENTAL= 21.64% E.E.=

% RENDIMIENTO= producción real/ producción esperada X 100% % RENDIMIENTO= 0.02g/0.03g X 100%= 66.67 %

1 mol PbO2

1 mol PbO + ½ mol O2

239 g/mol

223g/mol

16g/mol

239g

223g

16g

100% - 0.49 95% x= 0.46 g

0.43g

0.03g

ANÁLISIS Para esta práctica es necesario limpiar muy bien el tubo de ensayo, y así pesar exactamente ha dicho instrumento, el reactivo también es pesado de manera cuidadosa para no excederse, nuestro objetivo es determinar la densidad de un gas, con esto presente se necesita determinar la presión atmosférica imperante en el sistema, es decir, en el lugar en donde se desarrolla la práctica, es oportuno mencionar que los resultados pueden variar debido a que en cada lugar se puede encontrar una presión diferente - por ejemplo en Acapulco a nivel del mar la presión es de una atmósfera-. El resultado del porcentaje de rendimiento se debe a que no todo el PbO2 reacciono en la práctica y nuestra producción real representa al reactivo que si lo hizo, observamos también el cambio de color que sufrió el PbO2 (café oscuro, amarillo, rosa, naranja), durante su calentamiento y durante su enfriamiento, mientras que el que no alcanzo a reaccionar no tuvo cambios de color. Obtuvimos además, los gramos de reactivo que no reaccionaron en la práctica.

CONCLUSIONES Los resultados obtenidos durante el experimento demostraron que existen errores altos en densidad de 21.64% y en % rendimiento de 66.67% que pueden ser empleados por el mal empleo de instrumentos de laboratorio, debido a la falta de práctica, por la cantidad de masa de PbO2 que utilizamos y por la forma de calentar dicha sustancia, ya que en ocasiones retirábamos mucho la flama del tubo de ensayo y lo dejábamos enfriar, propiciando que al tratar de calentar nuevamente, éste fuera más tardado y se perdiera la esencia de la práctica. Para solucionar los errores existentes en el experimento bebemos practicar más el uso del material de laboratorio, como equipo e individualmente, aprendiendo de los detalles que han surgido y que propician los errores ya

mencionados. Así mismo practicar las mediciones de masa para que en otra ocasión no se refleje nuestra medición en los resultados. Fue llamativa la forma en que el PbO2 experimentaba cambios en su color, fue muy notoria su evolución de café a amarillo, rosa, anaranjado, e incluso una parte nos mostraba su color original, demostrando con ello el error que se nos había presentado.

CUESTIONARIO 1. Escribir la ecuación química de la reacción efectuada. R= Se encuentra en la sección de cálculos. 2. Calcular la masa en gramos del oxigeno producido. R= Se encuentra en la sección de cálculos. 3. Calcular la densidad del oxigeno en las condiciones del experimento. a) Directamente: por medio del coeficiente de la masa del oxigeno producido, entre su volumen equivalente de agua. b) Indirectamente: aplicando la ecuación modificada de los gases ideales. R= Se encuentra en la sección de cálculos. 4. Calcular la densidad el oxigeno en condiciones normales. a) Encontrando el coeficiente de la masa de 1 mol de gramos, entre el volumen molar a esas condiciones de temperatura y presión. b) Encontrar el coeficiente de la masa del oxigeno producido entre su volumen corregido a esas condiciones de temperatura y presión. c) Aplicando la ley de gases ideales R= Se encuentra en la sección de cálculos. 5. Calcular el error relativo, entre los valores calculados en 3ª y 3b así como entre 4ª y 4b.

R= Se encuentra en la sección de cálculos. 6. Calcular el porcentaje de bióxido de plomo descompuesto. 1 mol PbO2

1 mol PbO + ½ mol O2

239 g/mol

223g/mol

16g/mol

239g

223g

16g

0.43g

0.02g 0.03g

x=0.29g Descompuesto 100% - 0.49 95% x= 0.46 g Bibliografía •

Castellan Fisicoquímica Fondo educativo interamericano • Mortimer Química Grupo editorial iberoamericano • Química aplicada cabildo mirando Química general 1 Profesores de vocacional 8

Práctica no. 4 Propiedades de los líquidos Objetivos Determinar la viscosidad de tres líquidos puros a tres diferentes temperaturas, utilizando el viscosímetro de Ostwald Determinar la tensión superficial de tres líquidos puros mediante el método de ascensión capilar Determinar el porcentaje de error, entre el valor experimental y el reportad en la literatura. Objetivos particulares •

Observar el comportamiento de los líquidos dentro del viscosímetro y registrar los tiempos necesarios para poder determinar su viscosidad.

•

Determinar la viscosidad de las sustancias empleadas (agua alcohol acetona) por los distintos equipos del laboratorio de química industrial utilizando los datos obtenidos mediante su observación.

•

Determinar la tensión superficial de los líquidos (agua y alcohol) mediante el método propuesto en el experimento.

Resumen En la realización de esta practica que en seguida se presenta, ya que el objetivo principal de esta practica fue el de determinar la tensión superficial a temperatura ambiente y la viscosidad del agua y el alcohol etílico distintas temperaturas, realizándolo mediante una técnica de ascensión capilar para la tensión superficial de los líquidos y empleando el viscosímetro de ostwald con una observación muy aguda para tomar los tiempos necesarios para la viscosidad. Teniendo como fundamento teórico o base para realizar los cálculos las ecuaciones de poiseuille y de tal manera calcular los errores experimentales los cuales tuvieron un bajo índice. Aplicación industrial La viscosidad de algunas sustancias (sobre todo aceites) esta aplicada en la industria de lubricantes para las maquinas. Los lubricantes son materiales puestos en medio de partes en movimiento con el propósito de brindar enfriamiento (transferencia de calor), reducir la fricción, limpiar los componentes, sellar el espacio entre los componentes, aislar contaminantes y mejorar la eficiencia de operación.

INTRODUCCIÓN Los líquidos están formados por moléculas que están en movimiento constante y desordenado, cada una de ellas choca miles de millones de veces en un lapso muy pequeño. Pero, las intensas fuerzas de atracción entre cada molécula o enlaces de hidrogeno llamados dipolo-dipolo, eluden el movimiento libre, además de producir una cercanía menor que en la que existe en un gas entre sus moléculas. Además, los líquidos presentan características que los colocan entre el estado gaseoso completamente caótico y desordenado, y por otra parte al estado sólido de un liquido (congelado) se le llama ordenado. Por lo tanto podemos mencionar los tres estados del agua (liquido universal), sólido, gaseoso y liquido. Compresión y expansión de los líquidos También a los líquidos se les considera incomprensibles debido que dentro de ellos existen fuerzas extremas que entre sus moléculas las cuales se atraen, por otra parte cuando a un liquido se le aplica una presión su volumen no se ve afectado en gran cantidad, ya que sus moléculas tienen poco espacio entre si; por otra parte si aplicamos un cambio de temperatura a un líquido su volumen no sufrirá cambios considerables. Cuando las moléculas de un líquido están en continuo aumento de movimiento es por causa del aumento de alguna temperatura que esté experimentando el mismo lo cual inclina al liquido a aumentar la distancia de sus moléculas, a pesar de esto las fuerzas de atracción que existen en el líquido se oponen a ese distanciamiento de sus moléculas. Difusión de los líquidos Cuando se realiza la mezcla de dos líquidos, las moléculas de uno de ellos se difunden en todas las moléculas del otro líquido a mucha menor velocidad, cosa que en los gases no sucede. Sí deseamos ver la difusión de dos líquidos, se puede observar dejando caer una pequeña cantidad de tinta (china) en un poco de agua. Debido a que las moléculas en ambos líquidos están muy cerca, cada molécula conlleva una inmensidad de choques antes de alejarse, puede decirse que millones de choques. La distancia promedio que se genera en los choques se le llama trayectoria libre media y, en los gases es más grande que en los líquidos, cabe señalar que esto sucede cuando las moléculas están bastantemente separadas. Hay constantes interrupciones en sus trayectorias moleculares, por lo que los líquidos se difunden mucho más lentamente que los gases. Forma y volumen de un líquido En los liquido, las fuerzas de atracción son suficientemente agudas para limitar a las moléculas en su movimiento dentro de un volumen definido, a pesar de esto las moléculas no pueden guardar un estado fijo, es decir que las moléculas del líquido no permanecen en una sola posición. De tal forma que las moléculas, dentro de los límites del volumen del líquido, tienen la libertad de moverse unas alrededor de otras, a causa de esto, permiten que fluyan los líquidos. Aún cuando,

los líquidos poseen un volumen definido, pero, debido a su capacidad para fluir, su forma depende del contorno del recipiente que los contiene. Viscosidad en un líquido Algunos de los líquidos, literalmente fluyen lentamente, mientras que otros fluyen con facilidad, la resistencia a fluir se conoce con el nombre de viscosidad. Si existe una mayor viscosidad, el líquido fluye más lentamente. Los líquidos como la maleza y el aceite de los motores son relativamente viscosos; el agua y los líquidos orgánicos como el tetracloruro de carbono no lo son. La viscosidad puede medirse tomando en cuenta el tiempo que transcurre cuando cierta cantidad de un líquido fluye a través de un delgado tubo, bajo la fuerza de la gravedad. En otro método, se utilizan esferas de acero que caen a través de un líquido y se mide la velocidad de caída. Las esferas más lentamente en los líquidos más viscosos. Si deseamos determinar las viscosidades con respecto al tiempo, es decir el volumen del líquido que fluye con respecto al tiempo tenemos:

........................ecuación (1) Donde:

= Velocidad de flujo del líquido a lo largo de un tubo. r = Radio del tubo. L = Longitud (P1 - P2) = Diferencia de presión A pesar de esto la determinación de las variables L y r es complicado, para esto empleamos un método de comparación entre un liquido de viscosidad desconocida y el agua como un liquido base, pero si consideramos que ∆ P es en proporción a la densidad ρ tenemos el siguiente análisis.

.........................ecuación 2

Donde: µ

1

µ

2

= Viscosidad del liquido desconocido. Viscosidad del =

agua.

Tensión superficial de los líquidos Cada molécula de un líquido se desplaza siempre bajo influencia de sus moléculas vecinas. Una molécula cerca del centro del líquido, experimenta el efecto de que sus vecinas la atraen casi en la misma magnitud en todas direcciones. Sin embargo, una molécula en la superficie del líquido no esta completamente rodeado por otras y, como resultado, solo experimenta la atracción de aquellas moléculas que están por abajo y a los lados. Por lo tanto la tensión superficial actúa en un líquido perpendicular a cualquier línea de 1cm de longitud en la superficie del mismo. Para la tensión superficial tenemos lo siguiente:

Donde: r = Radio del tubo capilar. h = Altura medida desde el nivel del líquido en el tubo de ensaye, hasta el nivel del líquido en el tubo capilar. g = Aceleración de la gravedad. θ = Angulo de contacto en el liquido con las paredes del tubo capilar. γ = Tensión superficial. Para los líquidos que mojan el vidrio, su ángulo de contacto se supone a 0°, y sacando el (cos 0°) es 1, por lo que la ecuación anterior se reduce a:

Donde: ∆ ρ = Es la diferencia de densidades que existe en el líquido y su vapor.

Reactivos

Nombre

Formula química

Propiedades • • • •

• • • • • •

Agua

H2O

• • • • • • • •

• • • • •

Toxicidad

Presenta un punto de ebullición de 100 °C (373 K) a presión de 1 atm. Tiene un punto de fusión de 0 °C (273 K) a presión de 1 atm. El agua pura no conduce la electricidad (agua pura es el agua destilada libre de sales y minerales) Es un líquido inodoro e insípido. Estas son las propiedades organolépticas, es decir, las que se perciben con los órganos de los sentidos del ser humano. Se presenta en la naturaleza de tres formas, que son: sólido, líquido o gas. Tiene una densidad máxima de 1 g/cm3 a 277 K y presión 1 atm. Así, por cada centímetro cúbico (cm3) hay 1 g de agua. Forma dos diferentes tipos de meniscos: cóncavo y convexo. Tiene una tensión superficial. Posee capilaridad. La capacidad calorífica es mayor que la de otros líquidos. Calor latente de fusión del hielo a 0 °C: 80 cal/g (ó 335 J/g) Calor latente de evaporación del agua a 100 °C: 540 cal/g (ó 2260 J/g) Se cristaliza esponjosa (nieve) Tiene un estado de sobreenfriado, es decir, líquido a -25 ºC Ayuda a regular el calor de los animales Tiene un elevado calor de vaporización, y una elevada constante dieléctrica. Proporciona flexibilidad a los tejidos. Tiene una gran fuerza de cohesión entre sus moléculas, y la fuerza de adhesión por los puentes de hidrógeno que son muy termohábiles. No posee propiedades ácidas ni básicas. Con ciertas sales forma hidratos. Reacciona con los óxidos de metales formando bases. Es catalizador en muchas reacciones químicas. Presenta un equilibrio de autoionización, en el cual hay iones H3O+ y OH-

No es toxica

Acetona

Benceno

C3H6O

C6H6

Estado de agregación: Líquido Apariencia: Incoloro Masa molecular: 58,09 uma Punto de fusión: 178,2 K (-94,8 °C) Punto de ebullición: 329,4 K (56,4 °C) Solubilidad en agua: no es soluble Punto de inflamabilidad: 253 K (-20 °C) K (Expression error: Unrecognised punctuation character "[" °C)

Estado de agregación: Líquido Apariencia: Incoloro Masa molecular: 78.1121 uma Punto de ebullición: 80°C Punto de fusión: 6°C Densidad relativa (agua = 1): 0.88 Solubilidad en agua, g/100 ml a 25°C: 0.18 Presión de vapor, kPa a 20°C: 10 Densidad relativa de vapor (aire = 1): 2.7 Densidad relativa de la mezcla vapor/aire a 20°C (aire = 1): 1.2 Punto de inflamación: -11°C c.c. Temperatura de autoignición: 498°C Límites de explosividad, % en volumen en el aire: 1.2-8.0

Ingestión: Náuseas, vómitos. Inhalación: Salivación, confusión mental, tos, vértigo, somnolencia, dolor de cabeza, dolor de garganta, pérdida del conocimiento. Piel: Piel seca, enrojecimiento. Ojos: Enrojecimiento, dolor, visión borrosa. Posible daño en la córnea. INHALACION: Vértigo. Somnolencia. Dolor de cabeza. Náuseas. Jadeo. Convulsiones. Pérdida del conocimiento. PIEL: Piel seca. Enrojecimiento. Dolor. Para mayor información, véase Inhalación. OJOS: Enrojecimiento. Dolor. INGESTION: Dolor abdominal. Dolor de garganta. Vómitos.

Equipo • • • • • • • • • • •

1 vaso de 2000ml 1 mechero 1 viscosímetro de ostwald 1 termómetro de 10ºC a 120ºC 1 cronometro 1 soporte universal 1 anillo de metal 2 tubos capilares 1 tubo de ensayo 1 pipeta de 10ml. 1 tela de alambre c/centro de asbesto.

Sustancias • • • •

Agua destilada Acetona Benceno Alcohol etílico

Diagrama de desarrollo de tensión superficial

Agua

Tomar muestra con jeringa

Medir 2ml.

Colocar muestra en tubo de ensaye

Colocar capilar verticalmente en la mesa

Alcohol Determinación del % error

Medir altura de agua del capilar

Aplicación de la formula para ten. Sup. γ = (r.c)(P)(g)(∆h)/2

Medir el radio del capilar

r =_____

Medir altura de agua del tubo

h2=_____

h1=_____

∆ h= h2-h1

Diagrama de desarrollo de viscosidad

Alcohol

Llenar viscosímetro a ¾ del bulbo grueso

Tomar muestra

Soplar grueso

tubo

Tapar delgado

tubo

Agua

Llenar vaso de 2lt.

Meter viscosímetro a vaso de 2lt sin destapar tubo delgado

Medir a temperatura ambiente

CALENTAR 25ºc

A

CALENTAR 30ºc

A

Destapar delgado

tubo

Tomar tiempo de línea 1 a línea 2 Aplicación de la formula De viscosidad μ EXP = P1t1/P2t2

T (20ºC)=_____ T (25ºC)=_____

Determinación %error

de T (30ºC)=_____

Cálculos y resultados

SUSTANCI A alcohol agua

Sustancia

T

30 oC

T(prom) 35 oC

T(prom) 40 oC

T(prom)

T1 T2 T1 T2

94.2 95.3 54.6 55.2

94.75

90.65

89.3

T(oC)

ρ

teo

54.2

µ

teo

90 91.3 67.2 67.3

T(s)

(milipoises)

67.25

µ µ

exp=

89 89.6 90 90.6

90.3

ρ 1t1

0

ρ oto

E.E = DT-Dexp *100 % DT

(milipoises)

Alcohol Agua (H2O)

30 35 40 30 35 40

0.7769 0.7772 0.7686 0.99406 0.99406 0.99224

10 9.4 8.5 8.004 7.60 6.53

94.75 90.65 89.3 54.9 67.25 90.3

10.796 8.0095 5.0067

7.96 % 5.38 % 46.73 %

Equipo 3

SUSTANCI A alcohol agua

Sustancia

T

30 oC

T(prom) 35 oC

T(prom) 40 oC

T(prom)

T1 T2 T1 T2

94.2 95.3 54.6 55.2

94.75

90.65

89.3

T(oC)

ρ

teo

90 91.3 67.2 67.3

54.2

µ

teo

T(s)

(milipoises)

67.25

µ µ

exp=

89 89.6 90 90.6

90.3

ρ 1t1

0

ρ oto

E.E = DT-Dexp *100 % DT

(milipoises)

Alcohol Agua (H2O)

30 35 40 30 35 40

0.7769 0.7772 0.7686 0.99406 0.99406 0.99224

10 9.4 8.5 8.004 7.60 6.53

94.75 90.65 89.3 54.9 67.25 90.3

10.796 8.0095 5.0067

0 oC

µ

exp

= ρ 1t1 µ ρ oto

0

= (0.7769)(94.75) (8.004) (0.99406)(54.9)

Para T = 35 oC = (0.7772)(90.65) (7.60) (0.99406)(67.25)

= 10.796 milipoises

= 8.0095 milipoises

7.96 % 5.38 % 46.73 %

para T = 40 oC =(0.7686)(89.3) (6.536) (0.99224)(90.3)

= 5.0067 milipoises

EQUIPO # 2 VISCOSIDAD 25 °C 110.8 108.2 60.01 60.02

ALCOHOL H2O

30 °C 99.3 100.6 70.1 70.1

35 °C 95 91 60.03 60.01

T=25ºC µ exp. = ρ 1t1µ ο /to ρ ο  µ exp. =(0.781g/ml)(109.5seg)(9.0455milipoises)/(60.015seg)(0.99707g/ml) µ exp. = 12.927 milipoises %Error= µ %Error= Sustancia

Alcohol etílico H2O

x 100% (%) µ teo 11milipoises – 12.927 milipoises / 11 milipoises teo

T (ºC)

−µ

exp

ρ teo (g/ml)

µ teo (milipoises)

25 30 35 25

0.781 0.777 0.773 0.99707

11 10 9.3 9.0455

30 35

0.99567 0.99406

8.004 6.9625

t (seg) 109.5 99.95 93 60.01 5 70.1 60.02

x 100%

µ exp. = ρ 1t1µ ο /to ρ ο (milipoise s) 12.927 8.906 8.396

%Error= µ

teo

−µ

exp

µ

x 100% teo

17.52 10.94 9.72

( %)

%Error= 17.52% T= 30ºC µ exp. = ρ 1t1µ ο /to ρ ο  µ exp. =(0.777g/ml)(99.95seg)(8.004milipoises)/(70.1seg)(0.99567g/ml) µ exp. = 8.906 milipoises %Error= µ %Error=

teo

−µ

exp

x 100%

(%)

µ teo 10milipoises – 8.906 milipoises / 10 milipoises

x 100%

%Error= 10.94% T= 35ºC µ exp. = ρ 1t1µ ο /to ρ ο  µ exp. =(0.773g/ml)(93seg)(6.9685milipoises)/(60.02seg)(0.99406g/ml) µ exp. = 8.396 milipoises %Error= µ %Error=

x 100% (%) µ teo 9.3milipoises – 8.396 milipoises / 9.3 milipoises teo

−µ

%Error= 9.72%

exp

x 100%

TENSIÓN SUPERFICIAL T=20ºC (ambiente) Sustancia H2O Alcohol etílico Acetona

∆ h=h1-h2 (cm) 0.7 0.8 1

r (cm)

γ

teo

(dina/cm)

0.06 0.06 0.06

72.75 22.7 23.9

g = 9.81m/s2 (100cm/1m) = 981 cm/s2 H2O γ exp = rρ ∆ hg/2 γ exp = (0.06cm)(0.99823 g/ml)(0.7cm)(981cm/s2)/2 γ exp = 20.56 dina/cm %Error= γ

teo

-γ

exp

x 100%

γ teo %Error = 72.75 dina/cm – 20.56 dina/cm / 72.75 dina/cm

γ exp = rρ ∆ hg/2 (dina/cm) 20.56 18.48 23.25

%Error= γ

- γ exp x 100% γ teo 71.74 18.48 2.72

teo

ρ teo (g/ml) 0.99823 0.785 0.790

%Error = 71.74% ALCOHOL ETÍLÍCO γ exp = rρ ∆ hg/2 γ exp = (0.06cm)(0.785 g/ml)(0.8cm)(981cm/s2)/2 γ exp = 18.48 dina/cm %Error= γ

teo

-γ

exp

x 100%

γ teo %Error = 22.7 dina/cm – 18.48 dina/cm / 22.7 dina/cm %Error = 18.59% ACETONA γ exp = rρ ∆ hg/2 γ exp = (0.06cm)(0.790 g/ml)(1.0cm)(981cm/s2)/2 γ exp = 23.25dina/cm %Error= γ

teo

-γ

exp

x 100%

γ teo %Error = 23.9 dina/cm – 23.25 dina/cm / 23.9 dina/cm %Error = 2.72%

Conclusiones Durante la realización de este experimento se pudo reconocer la relación existente entre los líquidos que se utilizaron para la realización del mismo de acuerdo a las propiedades de cada uno, esto es debido a que cada líquido reacciona de diferente manera en cuanto a su tensión superficial y viscosidad. Del mismo modo se pudo observar que cuando se va aumentando la temperatura a un líquido este tiende a fluir de una forma más rápida. Al determinar las densidades teóricas, (las cuales se determinaron por medio del monograma de viscosidades) y calcular las experimentales (las cuales se realizaron utilizando el viscosímetro de Ostwal y midiendo los tiempos en que los líquidos muestran su resistencia al fluir de las diferentes substancias que se utilizaron durante este experimento tales como agua, alcohol y acetona) se pudo corroborar que las densidades a mayor temperatura la viscosidad disminuye, por lo tanto se puede decir que la temperatura es proporcional a la viscosidad. Los errores experimentales obtenidos para la viscosidad fueron para el alcohol con temperaturas de 30 0C fue de 0.70%, para 25 0C fue de 0.90% y para 20 0C fue de 53.72%. Por otra parte podemos concluir que la capilaridad que se observó y midió experimentalmente con el tubo capilar (dentro del tubo de ensayo con el líquido puro) nos sirvió para poder determinar la tensión superficial que presentan los líquidos debido a su composición molecular, esto se puede ver en la sección de cálculos y resultados.

Cuestionario 1. Con los datos obtenidos en la experimentación, calcular la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos puros que se emplearon. R= los cálculos se encuentran en la sección de cálculos y resultados. 2. Determinar el porcentaje de error de la viscosidad obtenida experimentalmente, con respecto al valor encontrado usando el nomograma de viscosidad para líquidos puros. R= el cálculo se encuentra en la sección de cálculos y resultados. 3. Determinar el porcentaje de error de la tensión superficial obtenida experimentalmente, con respecto al valor reportado en la literatura. R= el cálculo se localiza en la sección de cálculos y resultados. 4. Describir dos métodos para determinar la viscosidad, incluyendo las ecuaciones respectivas. 1er. Método: medir el tiempo (t) de flujo de un volumen (V) dado del líquido, en el tubo capilar bajo la influencia de la gravedad en el viscosímetro. Utilizando la siguiente fórmula: µ 1/ µ 2= ρ 1t1/ ρ 0t2 2do Método: usar el nomograma de viscosidad para líquidos puros. 5. Describir dos métodos para determinar la tensión superficial. 1er Método: medir el ascenso capilar y el diámetro del capilar para sustituirlo en la fórmula siguiente: γ = ρ ∆ hgr/2 2do Método: utilizar el nomograma general que relaciona la tensión superficial de los líquidos con la temperatura. 6. Deducir la ecuación: µ 1/µ 2= ρ 1t1/ ρ 0t2 utilizando la ecuación de Poiseuille. Ecuación de Poiseuille: dv/dt= r4 π (P1-P2)/ 8π L

Donde dv/dt es la velocidad de flujo del líquido a lo largo del tubo cilíndrico de radio “r”, de longitud “L” y (P1-P2) es la diferencia de presiones entre los dos extremos del tubo. Por la complicación de calcular r y L, se emplea un método de comparación entre el líquido de viscosidad desconocida y el agua como líquido de referencia, considerando que ∆ P es directamente proporcional a la densidad. Quedando: µ 1/ µ 2= ρ 1t1/ ρ 0t2 Donde: µ 1= viscosidad del líquido desconocido. µ 2= viscosidad del agua. t0= tiempo que tarda el agua en pasar a lo largo del tubo capilar en el viscosímetro. t1= tiempo que tarda el líquido desconocido en pasar a lo largo del tubo capilar en el viscosímetro.

7. Explicar la relación entre la tensión superficial y las fuerzas de Van der Walls. La tensión superficial es la resistencia que presentan los líquidos a ser penetrados y las fuerzas de Van der Walls son las fuerzas que generan dicha resistencia, son las fuerzas que impiden que un líquido sea penetrado con facilidad.

Bibliografía

•

Chang, química 7ª edición, editorial Mc GRAW HILL, Paginas 425, 424 y 468.

•

Quimica, MORTIMER Charles E., editorial Iberoamérica, México, D.F., 1986, 781 páginas. Páginas usadas: 219-225.

•

Quimica la ciencia central, Brown, Lemay, Burston ,Ed Pearson, Pag 10,11,418-420

PRÁCTICA No. 5

DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE UN LÍQUIDO PURO

OBJETIVOS GENARALES:  Determinar experimentalmente la presión de vapor de líquidos puros a distintas temperaturas de ebullición, modificando la presión del sistema.  Determinar la relación existente entre la presión de vapor y la temperatura en líquidos puros.

OBJETIVOS PARTICULARES: •

Analizar y comprender el comportamiento de la presión del gas, cuando se produce la vaporización por medio del calentamiento de un líquido cuando este se somete a cierta temperatura.

•

Comparar resultados experimentales de la presión del gas con la de otros equipos para así determinar el error experimental y formar una ley física que ampare el comportamiento del experimento.

•

Determinar el error de la presión del gas producido en el experimento.

RESÚMEN: En la realización de la práctica que a continuación se presenta, teniendo como objetivo principal calcular la entalpía de vaporización del líquido en estudio, en este caso el alcohol al llegar a su punto de ebullición y de tal manera con el vapor producido por la reacción podremos determinar la presión ejercida por el vapor y para calcular dicha entalpía solo tenemos como fundamento teórico la ecuación de Clausius Clapeyron y la constante de los gases ideales pero en unidades de cal/mol ok y así asemejar a la ecuación de la línea recta, la cual la pendiente en este caso es negativa. La presión de vapor se emplea en las industrias del plástico lo cual se lleva acabo en muchos generadores de vapor es simplemente un cambiador de calor en el cual el calor es transmitido de los productos de combustión al condensador.

INTRODUCCIÓN

LA ECUACUÓN DE CLAUSIUS-CLAPEYRON La evaporación del agua es un ejemplo de cambio de fase de líquido a vapor. Los potenciales químicos de las fases α (líquido) y β (vapor) son funciones de la temperatura T y la presión P y tienen el mismo valor μα(T, P)= μβ(T, P) A partir de esta igualdad y empleando relaciones termodinámicas, se obtiene la ecuación de Clapeyron.

Suponiendo que la fase vapor es un gas ideal y que el volumen molar del líquido es despreciable comparado con el volumen molar de gas, se llega a la denominada ecuación de Clausius-Clapeyron que nos proporciona la presión de vapor del agua Pv en función de la temperatura T, suponiendo además, que la entalpía L de vaporización es independiente de la temperatura (al menos en un determinado intervalo).

Donde C = cte. MECANISMO DE LA VAPORIZAVIÓN EL PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA ΔU=Q-W

Siendo Q el calor absorbido (Q>0) por el sistema y W el trabajo realizado por el sistema (W>0 si el sistema aumenta su volumen). Supongamos que una cantidad de calor Q=Li convierte un mol de líquido en un mol de vapor sin cambio de volumen, entonces: ΔU=Q=L Sin embargo, durante el proceso de vaporización hay un cambio de volumen, un mol de líquido Vl ocupa menos volumen que un mol de vapor Vv a la misma presión P y temperatura T. El trabajo realizado por el sistema es: W=P(Vv-Vl) El calor que tenemos que suministrar es: Q=L= ΔU+W=Li+ P(Vv-Vl) L ;se define como el calor latente o entalpía de vaporización, es decir, el calor necesario para que se evapore un mol de líquido a una presión constante P y a la temperatura T. Normalmente Vv>> Vl y suponiendo que el vapor se comporta como un gas ideal, tendremos para un mol de vapor: PV=RT Finalmente, tendremos la siguiente relación: L=Li+RT Si se calienta un líquido se incrementa la energía cinética media de sus moléculas. Las moléculas cuya energía cinética es más elevada y que están cerca de la superficie del líquido escaparán y darán lugar a la fase de vapor. A continuación se muestra lo que ocurre cuando un líquido es calentado.

CALENTAMIENTO DE UN LÍQUIDO

Si el líquido está contenido en un recipiente cerrado, algunas moléculas del vapor seguirán el camino inverso chocando con la superficie del líquido e incorporándose a la fase líquida. Se establece un equilibrio dinámico, cuando el número de moléculas que se escapan del líquido sea igual (en valor medio) al número de moléculas que se incorporan al mismo. Decimos entonces, que tenemos vapor saturado a la temperatura T y la presión parcial que ejercen las moléculas de vapor a esta temperatura sobre el líquido se denomina presión de vapor (Pv). La presión de vapor de una sustancia depende solamente de la temperatura y no del volumen; esto es, un recipiente que contiene líquido y vapor en equilibrio a una temperatura fija, la presión es independiente de las cantidades relativas de líquido y de vapor presentes. La temperatura de ebullición es aquella para la cual, la presión de vapor es igual a la presión exterior. La presión de vapor del agua es igual a una atmósfera a la temperatura de 100°C. Si consideramos que la función de distribución de Boltzmann se aplica al mecanismo de la evaporación

Donde nv y nl son el número de moles en la unidad de volumen en el vapor y en el líquido, respectivamente a la temperatura absoluta T, y Li es el valor medio por mol de sustancia de la diferencia entre la energía potencial de las moléculas en su fase de vapor y en su fase líquida. Esta ecuación nos dice que nv y por tanto, la presión de vapor Pv, se incrementan rápidamente con la temperatura absoluta T. Derivando esta ecuación respecto de T, suponiendo que nl es independiente de T.

Si el vapor se comporta como un gas ideal Pv=nvRT o bien, ln nv=ln Pv-ln(RT). Derivando esta expresión respecto de T

Ó bien

Esta es una de las formas de la famosa ecuación de Clausius-Clapeyron que proporciona la pendiente de la curva, en el diagrama P-T (figura al principio de esta sección), de coexistencia de las fases líquida y de vapor en equilibrio. El calor latente L varía con la temperatura T, pero podemos suponerlo constante en un intervalo dado de temperaturas. Integrando la ecuación diferencial, obtenemos

De este modo, haciendo una representación gráfica de ln Pv en función de la inversa de la temperatura T, y aplicando el procedimiento de los mínimos cuadrados, la pendiente de la curva nos proporciona el valor medio del calor latente de vaporización L en un intervalo dado de temperaturas.

PROPIEDADES EXTENSIVAS DE LOS LÍQUIDOS. El valor de cualquier propiedad extensiva se obtiene sumando los valores de la misma en todas las partes del sistema. ENTALPÍA DE VAPORIZACIÓN. La cantidad de calor que debe suministrarse para evaporar un mol de un líquido a una temperatura específica, se llama la “entalpía molar de vaporización” (∆ Hv). Las entalpías de evaporación, por lo general, se registran en el punto de ebullición normal en kilojoules por mol o en calorias por mol. La magnitud de la entalpía molar de vaporización es un índice de la magniud de las fuerzas de atracción intermolecular. Una elevada entalpía de vaporización indica que dichas fuerzas son fuertes. Sin mebargo la entalpía de vaporización de un líquido incluye ambos, tanto la energía requerida para superar las fuerzas intermoleculares de atracción como la energía necesaria para la expansión del vapor. CALOR LATENTE DE VAPORIZACIÓN. Es la cantidad de calor necesario que debe suministrarse para evaporar un gramo de líquido a una cierta temperatura.

GLOSARIO DE PALABRAS: Entalpía, cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Caloría. Cantidad de calor necesaria para elevar para elevar la temperatura de 1g de agua en 1oC. Masa molar. La masa de un mol de un compuesto, numéricamente equivale a la masa molecular y se expresa en g/mol. Masa molecular. Es la suma de las masas atómicas de todos los elementos que integran una molécula, se expresa en unidades de masa atómica. Propiedades químicas. Propiedades que pueden medirse u observarse sin cambiar la composición e identidad de una sustancia. Vaporización. Propiedad que presentan todos los líquidos a una mayor o menor tendencia a transformarse en vapor. Evaporización. Moléculas de masa liquida que pasan al estado gaseoso. Ebullición. Determinado valor de temperatura que presentan los líquidos en el cual inician un proceso de vaporización que tiene lugar en toda su masa. Punto de ebullición. Es la temperatura a la cual la presión atmosférica que rodea un liquido es igual a su presión de vapor. Presión de vapor, presión que ejerce el vapor en equilibrio con el líquido o el sólido que lo origina a determinada temperatura

DESARROLLO:

Alcohol

Agregar al matraz ¼ de capacidad

Montar matraz en dispositivo

Eliminación de posibles fugas en el sistema

Armado del dispositivo

Abrir la válvula de bomba de vacío

Cerrar válvula de venteo

Calentar Abrir válvula de venteo h1=____

Grafica de datos (pv, ºk)

TºC=___ Cálculos

b=___ r=___ _

Abrir válvula de venteo

Ebullición maxima

h2=____

m=__ _

Calentar

Ln Pv= m 1/T +b

Fijar al vacío

Calentar líquido a estudiar

Ebullición ligera Ebullición moderada

Determinación de linealidad de fenómeno y cálculo de errores

h1=_______ h2=_______

TºC=______

MATERIAL Y EQUIPO:

• • • • • • • •

Recipiente de ebullición. Mechero de vunsen. Termómetro 0 – 100 ºC. Refrigerante recti o equivalente. Frasco de dos a tres litros, de pared gruesa y boca ancha. Tubo en “U” con manómetro. Mercurio para manómetro. Bomba de vacío.

CÁLCULOS Y RESULTADOS:

EXPERIMENTAL:

h1 (mmHg)

h2 (mmHg)

∆ h= Pv = (h2-h1)

108 265

505 350

397 85

Pvabs=Patm -Pman (mmHg) 188 500

lnPv

Teb (ºC)

5.24 6.21

24.5 73

m= A= -2063.83 ºK b= B= 12.17 r= -1 ∆ Hv= A·R= (-2063.83ºK)(1.987cal/molºK) = -4100.83 cal/mol R= 1.987 cal/molºK TEÓRICO: Pv (mmHg) 760 1520 3800 7600 15200 22800

lnPv 6.63 7.33 8.24 8.94 9.63 10.03

Teb (ºC) 82.5 101.3 130.2 155.7 186 205

Teb (ºK) 355.5 374.3 403.2 428.7 459 478

1/T (ºK-1) 2.81x10-3 2.67x10-3 2.48x10-3 2.33x10-3 2.18x10-3 2.09x10-3

m= A= -4717.48 ºK b= B = 19.91 r= -.99 ∆ Hv= A·R= (-4717.48 ºK)(1.987cal/molºK) = -9373.63 cal/mol R= 1.987 cal/molºK %Error= ∆ HVteo − ∆ HVexp x 100% ∆ HVteo %Error= -9373.63cal/mol –(-4100.83cal/mol) -9373.63ca/mol

x 100%

Teb (ºK) 297.5 346

1/T (ºK-1) 3.36x10-3 2.89x10-3

%Error= 56.26 %

#2 ALCOHOL EXPERIMENTAL: h1 (mmHg)

H2 (mmHg)

∆ h= Pv = (h2-h1)

184 194 225 292 317

450 436 405 345 317

266 242 180 53 0

Pvabs=Patm -Pman (mmHg) 319 343 405 532 585

lnPv

Teb (ºC)

Teb (ºK)

1/T (ºK-1)

5.76 5.84 6.00 6.28 6.37

54 58 63 69 73

327 331 336 342 346

3.06 x10-3 3.02 x10-3 2.98 x10-3 2.92 x10-3 2.89x10-3

m= A= -3801.23 ºK b= B= 17.35 r= -0.99 ∆ Hv= A·R= (-3801.23 ºK)(1.987cal/molºK) = -7553.04 cal/mol R= 1.987 cal/molºK

TEÓRICO: Pv (mmHg) 760 1520 3800 7600 15200 22800

lnPv 6.63 7.33 8.24 8.94 9.63 10.03

Teb (ºC) 82.5 101.3 130.2 155.7 186 205

Teb (ºK) 355.5 374.3 403.2 428.7 459 478

1/T (ºK-1) 2.81x10-3 2.67x10-3 2.48x10-3 2.33x10-3 2.18x10-3 2.09x10

m= A= -4717.48 ºK b= B = 19.91 r= -.99 ∆ Hv= A·R= (-4717.48 ºK)(1.987cal/molºK) = -9373.63 cal/mol R= 1.987 cal/molºK %Error= ∆ HVteo − ∆ HVexp x 100% ∆ HVteo %Error= -9373.63cal/mol –(-7553.04cal/mol) -9373.63ca/mol

x 100%

%Error= 19.42 %

#3 AGUA (H2O) EXPERIMENTAL: h1 (mmHg) 205 220 255 270 312

H2 (mmHg)

∆ h= Pv = (h2-h1)

425 405 372 355 312

220 185 117 85 0

Pvabs=Patm -Pman (mmHg) 365 400 468 500 585

lnPv

Teb (ºC)

5.89 5.99 6.15 6.21 6.37

80 83 85 88 92

m= A= -5344.26 ºK b= B= 21.02 r= -0.99 ∆ Hv= A·R= (-5344.26ºK)(1.987cal/molºK) = -10619.04 cal/mol R= 1.987 cal/molºK TEÓRICA: Pvabs (mmHg) 369.7 384.9 400.6 416.5 433.6

lnPv 5.91 5.95 5.99 6.03 6.07

Teb (ºC) 81 82 83 84 85

Teb (ºK) 354 355 356 357 358

1/T (ºK-1) 2.82 x10-3 2.82 x10-3 2.81 x10-3 2.80 x10-3 2.79x10-3

m= A= -4705.88 ºK b= B = 19.20 r= -0.97 ∆ Hv= A·R= (-4705.88ºK)(1.987cal/molºK) = -9350.58 cal/mol R= 1.987 cal/molºK %Error= ∆ HVteo − ∆ HVexp x 100% ∆ HVteo %Error= -9350.58 cal/mol – (-10619.04 cal/mol)

x 100%

Teb (ºK) 353 356 358 361 365

1/T (ºK-1) 2.83 x10-3 2.81 x10-3 2.79 x10-3 2.77 x10-3 2.74x10-3

-9350.58 cal/mol %Error= 13.57%

CONCLUSIONES: Los resultados obtenidos durante el experimento demostraron que existe relación lineal del fenómeno producido durante el, pero los datos obtenidos erróneamente durante la primera ejecución del calculo de m, b y r pueden ser dados por el mal empleo de instrumentos de laboratorio, debido a la falta de práctica, por exceso de la apertura de la válvula de venteo que utilizamos y por la forma de calentar dicha sustancia, ya que en ocasiones dejábamos de calentar o enfriar el matraz por tiempos muy prolongados, propiciando que al tratar de calentar nuevamente, la presión era mas baja o mas alta que la que se esperaba. Para solucionar los errores existentes en el experimento debemos practicar más en la determinación de la presión de un vapor de un líquido, como equipo e individualmente, aprendiendo de los detalles que han surgido y que propician los errores ya mencionados. Así mismo practicar las mediciones de m, b y r, así como la formulación de la ley teórica Ln Pv= m 1/T para que en otra ocasión no se reflejen errores de nuestra medición en los resultados. Fue llamativo la forma en que el gas producido por el alcohol experimentaba cambios en la altura del mercurio, fue muy notoria la elevación presentada en los tubos de mercurio ya que al elevar la temperatura en el matraz que contenía el líquido estos subían aun mas en altura.

CUESTIONARIO: 1. Construya una gráfica de presión (mmHg) contra temperatura absoluta (ºK). y = 14,852x - 4559,5 R2 = 0,9725

700 Pv (mmHg)

600 500

Series1

400

Linear (Series1)

300

Linear (Series1)

200 100 0 320

330

340

350

T (ºK)

2. Construya una gráfica de lnP contra temperatura absoluta. R= Se escuentra anexada en hojas milimétricas 3. Construya una gráfica de lnP contra 1/T donde “T” esté en Kelvin. R= se encuentra anexada en hojas milimétricas 4.

Determine el valor de la entalpía de vaporización (∆ HV). R= se localiza en la sección de cálculos y resultados.

5. Compara los valores obtenidos graficamente de presión de vapor, con los reportados en la literatura. R= se encuentra en la gráfica 6. Determine el porcentaje de error entre el valor del ∆ HV experimental y el reportado en la literatura. R= se encuentra en la sección de cálculos y resultados.

BIBLIOGRAFIA: - Fundamentos de Fisicoquímica, Ed. Limusa, Autor: Samuel H. Maron; Pág. 56, 221, 283. -

R.H. Perry And C.H. Chilton. “Chemical Engineer’s Handbook”. Mc Graw-Hill. Pàg. 212, 213.

-

Quimica, MORTIMER Charles E., editorial Iberoamérica, México, D.F., 1986, 781 páginas. (páginas usadas: 226, 227, 228 y 229).

Práctica No. 6 “Punto Triple” OBJETIVOS General Determinar las condiciones en las que se observa el punto triple del benceno Particulares •

Identificar puntualmente mediante el uso del termómetro las condiciones de temperatura necesarias para observar el punto triple en el caso del benceno.

•

Determinar mediante el manómetro de mercurio las condiciones óptimas de presión a las cuales el benceno alcanza su punto triple.

•

Analizar durante el punto de equilibrio del benceno (en el desarrollo del experimento), las condiciones clave para que se pueda observar el mismo.

•

Identificar los cambios que sufre el benceno cuando existen modificaciones de temperatura o presión en el desarrollo del experimento.

RESUMEN En la realización de esta practica sobre el equilibrio de fases, tiene como objetivo primordial encontrar el punto triple del benceno, pero para esto primero le aplicamos la temperatura y presión únicas que tiene este liquido y como ayuda fundamental la regla de fases de Gibbs para poder saber que estábamos en el punto triple, de tal manera al encontrar experimentalmente la temperatura (T) y presión (P) únicas para poder determinar el error que se produjo en el experimento con ayuda de los datos teóricos del benceno, ya que obtuvimos errores en temperatura del 8% y de presión del 6% Aplicación industrial

GLOSARIO •

PRESIÓN CRÍTICA: Presión de un vapor a su temperatura crítica necesaria para que se produzca su licuefacción.

•

TEMPERATURA CRÍTICA: La temperatura más elevada a la que la licuefacción de un gas puede ocurrir; las densidades del vapor y el líquido de una sustancia son iguales en este punto.

•

LICUEFACCIÓN: Es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa de un estado gaseoso al líquido por aumento de presión.

•

COMPONENTE: Numero mínimo de constituyentes independientes variables para expresar la composición de cada fase de un sistema de equilibrio, es él numero de componentes de un sistema.

•

FASE: Es la parte física de un sistema, separadas del resto del sistema por una frontera física o una superficie que puede continuar o no.

•

GRADO DE LIBERTAD: Es el equilibrio de un sistema de cuerpos, se produce corrientemente bajo ciertos valores de presión, temperatura o concentración. Llamándose grados de libertad al numero de aquellos factores cuyos factores valuados deben ser conocidos para saber las condiciones del sistema.

REACTIVOS

NOMBRE FORMULA QUÍMICA

PROPIEDADES

TOXICIDAD

Benceno

C6H6

Estado de agregación Líquido Apariencia Incoloro Masa molecular 78.1121 uma Punto de fusión 278.6 K (5.6 °C) Punto de ebullición 353.2 K (80.2 °C)

Respirar, inhalar, aspirar, inspirar o ingerir niveles de benceno muy altos puede causar la muerte, mientras que niveles altos pueden causar somnolencia, mareo, alucinaciones, aceleración del latido del corazón o taquicardia, dolores de cabeza, migrañas, temblores, tiritar, confusión y pérdida del conocimiento. Comer o tomar altos niveles de benceno puede causar vómitos o acidez, irritación del estómago, úlceras estomacales, mareo, somnolencia o convulsiones; y en último extremo la muerte.

INTRODUCCIÓN Diagrama de fases En los diagramas de fases se indican los intervalos de existencia de las distintas fases (gaseosa, líquidas, sólidas) en función de la presión de vapor (o presión

mecánica sobre el sistema) y de la temperatura. En el punto triple Las tres fases, sólida, liquidez y gaseosa están en equilibrio. A la temperatura del punto triple, el agua y el hielo tienen la misma presión de vapor. Un sólido sublimará a cualquier temperatura por debajo del punto triple cuando la presión es menor que la presión de vapor de equilibrio. Un aumento de presión favorece la formación de la fase más densa. Al ser la densidad de la agua mayor que la del hielo un aumento de presión favorece la formación de agua líquida. Por ello la línea sólido-líquido está inclinada hacia la izquierda, al contrario de lo que es general. Tanto la sublimación como la fusión y la vaporización son procesos endotérmicos. De acuerdo con la ley de Hess se tiene: DHsub = DHfus + DHvap La condensación y la solidificación son exotérmicos. Ley de las fases de Gibbs Los grados de libertad de un sistema coinciden con el número de constituyentes independientes más dos, menos el número de fases: V = c + 2-f El número f de fases gaseosas será siempre uno, mientras que el número de fases líquidas puede ser dos o más si se tiene en varios líquidos inmiscibles unos en otros, y el número de fase sólida puede ser más elevado. Los grados de libertad del sistema v son el número de condiciones que pueden modificarse libremente (temperatura, presión, concentraciones, presiones parciales) a las que pueden darse a prioridad y simultáneamente unos valores sin modificar la especie de sistema y sin correr el riesgo de que desaparezca una fase, y c es el número mínimo de cuerpos puros por medio de los cuales puede expresarse la composición de cada una de las fases del sistema. Consideremos, por ejemplo, diagrama de fases del agua y dentro de él la línea que se refiere al equilibrio entre agua líquida y agua vapor, H 2O(l)=H2O(v). En este caso el número de componentes c=1, el número de fases f=2 y por tanto v=1. El sistema es univariante. Si se fija la temperatura queda fijada la presión (o viceversa). Si estuvieran presentes las tres fases, como ocurre en el punto triple, el sistema sería invariante, es decir v=0. Sabemos que el punto triple normal de congelación del agua es de 0°C, a 1 atm de presión extrema y cuando el agua esta saturada con el aire, la presión de vapor real de agua a esta temperatura es de 4.6 mmHg aproximadamente. Si se coloca bajo un sistema de agua libre de aire y se le dejara alcanzar su equilibrio, se encontraría que el punto de congelación en el que el sólido y él liquido existe

simultáneamente en presencia de vapor, seria de 0.0099°C y la presión de vapor seria 4.58 mmHg. Esta temperatura se conoce como punto triple. Una fase se determina como parte de un sistema, separadas del resto del sistema por una frontera física o una superficie, que puede ser continua o no. En este diagrama se muestran las tres fases: un gas, un liquido y un sólido. Es posible tener mas de una forma cristalina del agua y, si hay dos de ellas presentes, representara dos fases distintas. Un diagrama dado cubre un margen de temperatura y de presión, en el cual se encuentra nada mas una forma cristalina, que puede estar constituida por un cristal grande o por muchos cristales pequeños. En el segundo, la frontera de las fases es discontinua. Debe recordarse que esta disminución del punto de congelación a causa de la presión es característica únicamente del agua y un número muy limitado de otras sustancias. La mayoría de las sustancias muestran el efecto contrario. Los sólidos, al agua que los líquidos, muestran presiones de vapor que aumentan al subir la temperatura. Si se separa constantemente el vapor de un sólido, el sólido pasara directamente al estado de vapor sin atravesar por el estado líquido. Este cambio se conoce como sublimación. Al igual que durante la fusión y la evaporizaron, en el proceso se absorbe calor que se conoce como calor de sublimación. Aunque el punto de congelación del agua es de 0°C a una presión extrema de 1atm, si se ejerce una presión mayor se puede hacer que este sea menor. Este fenómeno lo ilustra el hecho de que a menudo hay agua que corre bajo un glaciar aunque la temperatura este por muy debajo de cero, debido a la enorme presión que ejerce el glaciar, que disminuye el punto de fusión del hielo. Otro ejemplo de este fenómeno es el que se observa cuando se sujeta a un bloque de hielo a una presión en un punto, fundiéndose el hielo con mayor rapidez en el punto donde se aplica la presión. Entonces no hay temperatura a la cual el liquido sea estable, el sólido sublima. A la temperatura TS es la de sublimación del sólido y depende bastante de la presión. Esta claro que existe una presión a la cual la tres curvas se interceptan a la temperatura. Esta temperatura y presión definen al punto triple; las tres fases coexisten en equilibrio en el punto triple. El diagrama de fases presión-temperatura del benceno (véase figura 4) muestra la relación entre: a) La curva de la presión de vapor del liquido. b) La curva de la presión de vapor del sólido. c) La curva del punto de fusión en función de la presión. d) El punto de equilibrio sólido / liquido / vapor

En cualquier punto sobre la línea A B, curva de vaporización se encuentra en equilibrio las fases liquida y vapor. El limite superior de la curva de vaporización , es el punto critico (B) para el benceno. En el área arriba de la línea A B, el vapor se condensa completamente por lo que representa a la zona del liquido. La línea AC es la curva de sublimación del sólido, los puntos sobre esta línea representan el equilibrio sólido vapor para el benceno. En el área arriba de esta línea se encuentra la zona del sólido y por debajo de ella se encuentra la zona de vapor. La línea A D muestra como en el punto de fusión del benceno depende de la presión. Al punto A, donde se interceptan las tres líneas y las tres fases coexisten en equilibrio, se le llama punto triple. A esta temperatura única, el sólido y el liquido tienen la misma presión de vapor.

MATERIAL •

Matraz redondo de 2 bocas.

•

Bomba de vacío

•

Termómetro.

•

Refrigerante.

•

Malla

•

Anillo

•

Conexiones de manguera

•

2 pinzas Hoftman

•

1 pinza para bureta

•

Un manómetro de mercurio en "U".

•

Hielo

REACTIVOS •

Benceno

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL •

Instalamos el aparato de cómo en el experimento anterior de presión de un líquido puro.

• •

• •

•

• •

• •

Tomamos el matraz y colocamos en el aproximadamente 60ml de benceno, o bien cuando este liquido cubriera la parte inferior del termómetro. Dejamos que el líquido (benceno) se enfriará a una temperatura de 5°, ya que este sé encontraba a la temperatura ambiente, esto lo logramos a través de colocarle hielo en el crisol. Una vez lograda la temperatura óptima, encendimos la bomba de vacío, con la válvula de venteo cerradas. Como la válvula de venteo se encontraba cerrada, al ir subiendo la presión, se iba abriendo la válvula libre, hasta observar el fenómeno de el punto triple del benceno, o bien el equilibrio de las tres fases, líquido-sólido y vapor; cabe señalar que la creación de burbujas indica la presencia del vapor, y así se logro corroborar el fenómeno. Al estar observando el fenómeno cuando este sé encontraba en equilibrio de las tres fases, se obtuvieron los siguientes datos. El experimento lo realizamos dos veces para comprobar que el experimento es efectivo, cabe señalar que como el benceno estaba convirtiéndose en sólido ya que la temperatura había descendido debajo de los 10° lo dejamos que recuperara un poco mas de temperatura hasta llegar a 10° nuevamente, cuando el líquido hubo alcanzado esa temperatura repetimos el experimento nuevamente. Anotar a que presión y temperatura observamos las tres fases en equilibrio (solidó-liquido-vapor) del benceno. Al terminar de registrar los datos anteriores, modificar la presión del sistema abriendo lentamente la válvula de venteo y encendiendo nuevamente la bomba de vació, para poder observar las demás fases del benceno, registrar la temperatura y presión. La operación anterior se repite las veces necesarias para observar el punto triple del benceno y sus fases. Después de que acabamos el experimento, lavar el equipo, dejándolo en condiciones de uso para otro experimento.

DIAGRAMA DE BLOQUES 60 mL. de benceno

Armar dispositivo

Colocar el matraz redondo en el refrigerante

Colocar el crisol debajo del matraz

Agregarle hielo al crisol Colocar el termómetro Hasta obtener una temperatura entre 5 ºC y 6 ºC

Encender bomba de vació

Medir H2 (mmHg)= Medir H1 (mmHg)= Medir T (ºC)=

Apagar bomba de vació

Observar el efecto del punto triple

Abrir la pinza Haftman

Cerrar gradualmente la pinza Haftman

Conexión de mangueras

CÁLCULOS Y RESULTADOS

Pman =∆ h = |h2-h1| h1=mmHg

30

Pabs. = Patm - P (mmHg)

h2=mmHg (mmHg)

583

32mmHg

553

1cmHg 10mmHg

man

585 - 553 = 32

Pabs.

Pabs.

(mmHg) (cmHg)

32

3.2

T (° C)

T (º K)

6

278.5

= 3.2 cmHg

ºK= ºC + 273 ºK= 5.5 + 273 ºK= 278.5 Datos experimentales P= 3.2 cmHg T= 278.5 ºK Datos teóricos P= 3.8 cmHg. T= 278.5 °K. Error experimental de la presión E.E= DT – D Exp DT

* 100%

= 3.8 cmHg – 3.2cmHg 3.8 cmHg

* 100%

= 15.78%

* 100%

= 0.18%

Error experimental de la temperatura E.E= DT – D Exp DT

* 100% = 278.5 ºK – 279 ºK 278.5 ºK

ANÁLISIS: En la práctica que se realizó, se observaron experimentalmente la temperatura y presión a la cuál se puede observar el punto triple (tres estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso) obteniéndose datos similares a los teóricos. En el experimento se obtuvieron errores para la temperatura del 0.18% y para la presión del 15.78%. Los errores se dieron, probablemente por la forma de llevar a cabo el experimento y por el material utilizado, pues en ocasiones la llave para cerrar las mangueras no funcionaban bien y no permitían cerrar perfectamente bien la manguera o se desarmaban y eso provocaba que la abrieramos completamente muy rapido, cuando se debía abrir lentamente. Quizá derivado de esto también es la falta de practica. La mejor forma de eliminar estos errores es definitivamente la práctica y mejor material de laboratorio, aunque se entiende que alguno de dicho material es caro y por ello es difícil conseguirlo.

CONCLUSIONES Los resultados obtenidos durante el experimento de punto triple demostraron que existe un equilibrio del fenómeno producido por el benceno, obteniendo la temperatura ideal para la realización del punto triple a 6 grados centígrados, algunas mediciones en la presión fueron ligeramente erróneas debido a la falta de práctica, por exceso de la apertura de la válvula de venteo que utilizamos y por la forma de manipular dicha sustancia, ya que en ocasiones tardábamos en operar el matraz y la temperatura descendía mas de lo que se necesitaba por tiempos muy prolongados, propiciando que al tratar de volver a repetir el punto triple nuevamente, la presión era mas baja o mas alta que la que se necesitaba. Para solucionar los errores existentes en el experimento debemos practicar más en la determinación del punto triple de un líquido, como equipo e individualmente, aprendiendo de los detalles que han surgido y que propician los errores ya mencionados. Así mismo practicar las operaciones que se necesitan para subir o bajar la presión del líquido, abriendo la válvula ligeramente para que no se dispare la presión. Fue llamativo la forma en que el punto triple producido por el benceno experimentaba cambios en sus estados de agregación o fases, fue muy notoria el cambio de fase presentado en el matraz ya que al elevar la presión en el matraz que contenía el líquido estos cambiaban de fase y se producía el punto triple.

CUESTIONARIO 1. Investigar los datos en la literatura de presión y temperatura critica e benceno. Pc = 47.7 atmósferas Tc = 288.5 ºC= 561.5 º K 2. Definir: componente, fase y grados de libertad. •

Componente (C): es el numero de componentes contenidos en un sistema en equilibrio. Es el numero mínimo de especies moleculares en función de las cuales quepa expresar cuantitativamente la composición de todas las fases.

•

Fase (F): se define como cualquier parte homogénea del sistema físicamente diferenciable y mecánicamente superable, cada fase deberá estar separada por las demás o por un limite físico.

•

Grados de libertad (L): es el numero de variables intensivas como temperatura, presión y concentración que puede ser fijada para que se pueda definir la condición de un sistema en equilibrio.

3. Enunciar la regla de fases de Gibbs. J. Willard Gibbs en 1876 estableció por primera vez que haya relación fija entre el numero de grados de libertad, de componentes y de fases presentes. La ley que estableció conocida como la regla de fases es un principio general, y su validez no depende de su constitución atómica o molecular. Para formular esta regla, consideramos un sistema C en el que existen F fases presentes. Cuando existen F fases dispondremos de F-1 ecuación para cada constituyente y para C constituyentes habrá C (F-1) ecuaciones. Si este numero es igual al numero de variables, el sistema queda completamente definido, sin embargo el numero de variables excederá al de ecuaciones en F donde: • •

L = al numero de variables - numero de ecuaciones L = [ P (C-1) + 2 ] - [ C ( P-1) ] L = C - F +2

La ecuación nos indica los grados de libertad. Donde: C = numero de componentes. F = fases del sistema.

L = grados de libertad del sistema. 2 = variables intensivas. 4. Determinar el número de grados de libertad en: •

La zona de vapor.

L = C - F +2 C = numero de componentes 1 F = fases del sistema 1 L = 1-1+2 L=2 •

La curva del liquido-vapor.

L = C - F +2 C = numero de componentes 1 F = fases del sistema 2 L = 1-2+2 L=1 •

El puno Triple.

L = C - F +2 C = numero de componentes 1 F = fases del sistema 3 L = 1-3+2 L=0

5. Investigar en la literatura, la presión y la temperatura del punto triple del benceno y compararlo con respecto al experimental. P= 3.8 cmHg.=38mmHg T= 278.5 °K. = 5.5 ºC Los errores se encuentran en cálculos y resultados

6. Investigar en la literatura los valores de P y T para el punto triple del agua. T= 0.0099 ºC P= 4.58 mmHg

BIBLIOGRAFÍA •

Química, Mortimer, Editorial Iberoamericana

• •

Fundamentos de Fisicoquímica, ED. LIMUSA, AUTOR: SAMUEL H. MARON; FISICOQUIMICA BASICA , Moore J. Walter ,Edit Prentice Hall

•

Química básica, James E. Brady, Editorial Limusa Wiley, 2da. -edición

PRÁCTICA NO.7 “SOLUCIONES” OBJETIVO GENERAL

 Preparar soluciones de concentración requerida, a partir de especificaciones de reactivos de alta pureza.  Valorar una solución ácida por medio de titulación aplicando el principio de equivalencia.  Titular una solución básica a partir de una solución valorada.

OBJETIVOS PARTICULARES

•

Conocer la diferencia entre titulación, valoración y neutralización.

•

Aprender de forma correcta las técnicas con que se lleva a cabo la titulación, valoración y neutralización.

•

Aplicar los conceptos de molaridad, molalidad, normalidad y % peso para determinar la concentración de la solución requerida.

RESÚMEN A continuación se presenta una práctica en la que interactuamos con instrumentos de laboratorio nosotros mismos, ya sin mucha ayuda de la profesora. Medimos masas y ácidos clorhídrico y realizamos soluciones (ácida y básica), posteriormente éstas las valoramos. Antes de realizar la práctica tuvimos que hacer cálculos para saber la cantidad de soluto y solvente necesario para llevar a cabola solución. Esta práctica tiene una infinidad de usos industriales, pues en la mayoría de las industrias se trabaja con soluciones, sobre todo en las que se trabaja con líquidos, por ejemplo en la fabricación de leche condensada, refresco, salsa, café, etc., esto debido a la gran aplicación que tienen las soluciones.

INTRODUCCIÓN

SOLUCIONES: Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias que, dentro de los límites, tiene una composición que puede variar continuamente. La diferencia entre una solución verdadera y una mezcla mecánica es debida a que las mezclas tienen regiones macroscópicas que varían en composición y propiedades. Las propiedades y la composición de una solución son uniformes, mientras no sea examinada al nivel molecular. Generalmente se clasifican de acuerdo a su estado físico: pueden prepararse soluciones gaseosas, líquidas o sólidas. La ley de Dalton de las presiones parciales describe el comportamiento de las soluciones sólidas; la plata de acuñación es cobre disuelto en plata y el bronce es una solución sólida de cinc en cobre. Sin embargo, no todas las aleaciones son soluciones sólidas. Algunas son mezclas heterogéneas y algunas son compuestos intermetálicos. Las soluciones líquidas son las más comunes y son probablemente las más importantes para el químico.

MEZCLAS

HOMOGÉNEAS

SOLUCIONES

HETEROGÉNEAS

COLOIDES

NATURALEZA DE LAS SOLUCIONES. El componente de una solución que se encuentra en la mayor cantidad, generalmente se llama disolvente, y los otros componentes se llaman solutos. Esta terminología es vaga y arbitraria. A veces es conveniente designar un componente como el disolvente aunque esté presente en pequeñas cantidades. Otras veces la asignación de los términos soluto y disolvente tiene poca importancia (por ejemplo, en la descripción de soluciones gaseosas). Para estudiar la estequiometría en soluciones, es necesario conocer la cantidad de los reacivos presentes en una solución y saber controlar las cantidades utilizadas de reactivos para llevar a cabo una reacción en solución acuosa. La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución.

Hay pares de sustancias que, como el par agua-alcohol etílico, pueden ser mezcladas en cualesquiera proporciones para formar soluciones; sin embargo, los solventes tienen capacidad limitada para disolver a un soluto. A la concentracaión de soluto cuando la solución está saturada, a una determinada temperatura, se le conoce como solubilidad de una sustancia en determinado solvente. La solubilidad de una sustancia en otra está determinada por la naturaleza del solvente y del soluto y de las condiciones de temperatura y presión del sistema. La solubilidad de una sustancia en un determinado disolvente a una temperatura específica, (también puede definirse como) la cantidad máxima de soluto que se disolverá en una cantidad definida de disolvente y que producirá un sistema estable. El agua es conocida como solvente universal, ya que es la sustancia que puede disolver el mayor número de solutos. La principal característica de estas soluciones es que siguen presentando el equilibrio líquido-vapor, o presión de vapor. Otra característica importante de estas soluciones son sus propiedades coligativas, esto es, la elteración de las propiedades del solvente tales como su punto de ebullición o condensación y su punto de fusión o congelación. TIPOS DE SOLUCIONES: Se distinguen seis tipos de soluciones, dependiendo del estado físico original de los componentes, estas son las más importantes. Las cuales se presentan a continuación: Componente 1

Componente 2

Gas Gas

Gas Líquido

Estado de solución resultante Gas Líquido

Gas

Sólido

Sólido

Líquido Sólido Sólido

Líquido Líquido Sólido

Líquido Líquido Sólido

la Ejemplos

Aire Agua gaseosa (CO2 en agua) H2 gaseoso en paladio Etanol en agua NaCl en agua Bronce (Cu/Zn), soldadura (Sn/Pb)

Aparte de las propiedades mecánicas, la soluciones sólidas no difieren considerablemente de las líquidas. En una solución, además de especificar qué

componentes están presentes (cualitativo) se debetambién expresar en qué cantidad están presentes (cuantitativo). Generalmente solo se expresan las cantidades relativas de los conponentes. A la cantidad relativa de componentes se le conoce como concentración. Las soluciones también se pueden dierenciar por su capacidad para disolver un soluto: Para una solución dada, la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de disolvente, es la concentración del soluto. Las soluciones que contienen una concentración relativamente alta de soluto, se llaman soluciones concentradas. Cuando la concentración del soluto es baja, se llaman soluciones diluidas. Una solución saturada contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente en particular, a una temperatura específica. Se ha demostardo experimentalmente que existe ese equilibrio dinámico. Si se colocan pequeños cristales de un soluto sólido en sontacto con una solución saturada de soluto, se observa que los cristales cambien de tamaño y de forma. Sin embargo, durante el experimento la concentración de la solución saturada no cambia, y la cantidad del exceso de soluto no disminuye ni aumenta. Una solución no saturada contiene menor cantidad de soluto que la que es capáz de disolver. Una solución sobresaturada o supersaturada, contiene más soluto que el que puede haber en una solución saturada. Las soluciones sobresaturadas no son muy estables. Con el tiempo, una parte del soluto se separa de la solución sobresaturada en forma de cristales. La cristaización es el proceso en el cual un soluto disuelto se separa de la solución y forma cristales.

FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN EN SOLUCIÓN PORCENTAJE EN MASA El porcentaje en masa (también llamado porcentaje en peso o peso porcentual) es la relación de la masa de un soluto en la masa de la solución, multiplicado por 100%: Porcentaje en masa de soluto= masa de soluto x 100% masa de soluto + masa de disolvente Porcentaje en masa de soluto= masa de soluto Masa de la disolución.

x 100%

El porcentaje en masa no tiene unidades porque es una relación de cantidades semejantes. PORCENTAJE EN MOL %Mol= (nsoluto/nsolución) x 100 FRACCIÓN MOLAR (X) La fracción molar es una cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles de un componente con el número de moles de todos los componentes presentes, es decir: XA=nA/ntotal. Su valor siempre es menor que 1, excepto cuando A es el único componente presente, en cuyo caso, nB=0 y XA=nA/nA=1. MOLARIDAD (M) La moralidad es el número de moles de soluto en 1 litro de disolución, es decir: Molaridad= moles de soluto/ litros de solución Por tanto, las unidades de la moralidad con moles/L. MOLALIDAD (m) La molalidad es el número de moles de soluto disueltas en 1kg (1000g) de un disolvente, es decir: Molalidad= moles de soluto/ masa del disolvente (kg) NORMALIDAD (N) La normalidad (N) de una solución es el número de equivalentes gramo de soluto en un litro de solución. N= Eq. gramo de soluto/ Vsol (L)

GLOSARIO DE PALABRAS

Solución (disolución). Mezcla homogénea de dos o más sustancias. Solvente. Sustancia presente en mayor cantidad en una solución. Fracción molar. Relación del número de moles de un componente de una mezcla con el número total de moles de todos los componentes de la misma. Mezcla. Combinación de dos o más sustancias en las que cada una conserva su identidad. Molalidad. Número de moles de soluto disuelltos en un kilogramo de disolvente. Molaridad (M). Número de moles de soluto en un litro de solución. Porcentaje de composición en masa. Porcentaje en masa de cada elemento que forma un compuesto. Punto de ebullición. Temmperatura a la cual la presión de vapor de un líquido iguala la presión atmosférica externa. Punto de fusión. Temperatura a la que coexisten en equilibrio la fase sólida y la fase líquida. Solubilidad. Máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura específica. Soluto. Suatncia presente en menor cantidad en una solución.

MATERIAL:

• • • • • • • • • •

2 matraces aforados de 100mL 3 matraces Erlenmeyer de 250 mL 1 vaso de precipitados de 250 mL 2 buretas de 25 a 50 mL 1 pipeta volumétrica de 10mL 1 embudo 1 soporte 2 piezas para bureta o una pieza doble para bureta 1 balanza 1 vidrio de reloj

REACTIVOS: HCl concentrado NaOH de alta pureza Anaranjado de metilo Fenolftaleina Na2CO3 anhídrido

DESARROLLO Ácido

Utilizar bureta graduada

HCl

Volumen HCl

Colocar volumen HCl para 100 mL ______

Verter en matraz aforado

Medir ____ mL

H2O dest.

Verter el H2O dest.

BASE Verter en vidrio de reloj

NaOH

Colocar volumen NaOH para 100mL

Pesar en balanza

Agregar H2O hasta aforo

Verificar el venizco que llegue al oforo

Tapar matraz

Agitar solución Na2CO3

pesar

Colocar cada muestra en un matraz dif.

P1= P2=

Esperar homogenización

Tomar H2O dest. Medir 20 mL de H2O dest

Agregar naranjado met.

P3= Titular cada muestra V1= V2= V3= Agregar 3 gotas de fenolftaleina

NaOH

Colocar 20 mL en 2 matracez

Titular cada solución con HCl

Datos de colocación de c/u= _______________

CÁLCULOS Y RESULTADOS:

Promedio = _________

ANTES DE LA PRÁCTICA

1.- Preparación de la solución ácida a)

Calcular la cantidad en volumen del HCl comercial necesario para preparar 100 mL de solución 0,5 N. La concentración del ácido clorhídrico comercial es de 37,5% masa y su densidad es de 1,17 g/mL.

HCl 37.5% peso

ρ =1.17 g/mL

H2O +

HCl

V2

V1= ?

0.5 N V3= 100mL

M1V1 + M2V2 = M3V3

M1V1 = M3V3

M1 = (fracción peso)( ρ )(1/PM)(1000) M1 = (O.375)(1.17 G/Ml)(1000mL/L) / (36.5 g/mol) = M1 = 12.0205 (mol/L)

M3 = N/Z = 0.5/1 = 0.5 M3 = 0.5m

M1V1 = M3V3

V1 = M3V3/M1

= (0.5m)(1000Ml) / (12.0205m) = VHCl = V1 = 4.16 Ml

V1+V2 = V3

V2 = V3-V1

V2 = 100 Ml – 4.16 mL VH2O = V2 = 95.84 mL 2.- Preparación de la solución básica

a)

calcular la cantidad de NaOH necesaria para preparar 100 mL de solución 0,5 M a partir del reactivo de alta pureza.

NaOH 99% peso

H2O +

V1 = ?

NaOH

ρ =1g/mL

0.5M

V2 = ?

V3 = 100 mL

PM NaOH = 40 g/mol V solvente = V solución V1 = V3 = 100 mL (1L/1000 mL)= 0.1 L M = n soluto / n solución

n soluto = M V solución

N soluto = (0,5 mol/L)(0.1L) = 0.05 mol Masa soluto = n soluto ρ M soluto M soluto = 2g Ahora: 2g 2.02 g

99% 100%

M soluto = M NaOH = 2.02 g

Formula para calcular la normalidad del HCl: NHCl= mNa2CO3 VHCl PENa2CO3

N HCl = Normalidad de la solución preparada de HCl mNa 2CO 3 = Gramos de carbonato de Sodio VHCl = Volumen gastado de la solución de HCl preparada (L). PENa2CO3= Peso equivalente del Na2CO3

CÁLCULOS DE LA PRÁCTICA (NORMALIDAD) PRIMERA TITULACIÓN NHCl= mNa2CO3/(VHCl gastado) PENa2CO3 NHClexp= o.3g/ VHCl gastado (PM Na2CO3/z) NHClexp= o.3g/ (0.0205 L) (106g/mol / 2) NHClexp= 0.276 mol/L V1HCl gastado= no lo calculamos porque mi compañero no se dió cuenta en qué momento cambió V2HCl gastado = 20.5ml VpromedioHCl gastao= 20.5ml (1L/1000ml)= 0.0205 L PM Na2 CO3= 106g/mol z=2 NHClteo= 0.5N

E.E.=

Ν ΤΕΟ - Ν Ν TEO

EXP

E.E. = 0.5 N – 0.276 N 0.5 N E.E = 44.8%

ANÁLISIS

X 100%

X 100%

En la practica que se realizo, se observo y llevo a cabo mucha de las distintas actividades del laboratorio de química como lo fue el pesar masas, medir volumen y preparar soluciones mediante ácidos y bases, aplicando distintas técnicas como lo fue la valoración, la titilación y la neutralización para poder determinar la concentración de la solución con el concepto de molaridad. Para la normalidad del HCl se calculó un error muy grande del 44.8%. Los errores existentes en el experimento se dieron por el mal calculo o medición de las sustancias que se estaban empleando, medir erróneamente la masa de soluto o emplear mas de la necesaria y el de titular la solución de manera inadecuada al agregar demasiado ácido, hasta incluso emplear instrumentos con un grado de precisión mayor que otro como la probeta, la bureta o la pipeta.

CONCLUSIÓN Los resultados obtenidos durante el experimento de soluciones demostraron que existen varias representaciones del fenómeno producido por el HCl, obteniendo la molaridad ideal para la realización de la solución aplicando las formulas de molaridad fue posible determinar con exactitud la cantidad de materia que deberá disolverse dentro del soluto para después con un indicador efectuar los fenómenos correspondientes de coloración dentro de cada una de las sustancias la acida y la base. Para solucionar los errores existentes en el experimento debemos practicar más en la determinación de titilación y valoración de las sustancias de un líquido, como equipo e individualmente, aprendiendo de los detalles que han surgido y que propician los errores ya mencionados. Así mismo practicar las operaciones que se necesitan para pesar y medir la masa del soluto, chocando los pesos, el porcentaje de concentración etc. Fue llamativo la forma en que las sustancias creadas experimentaba cambios en su coloración, fue muy notoria el cambio de coloración y la regresión que se hacia con la fenolftaleina y el anaranjado de metilo en el matraz ya que al aumentar la cantidad de sustancia creada, ya sea acido o base esta realizaba su coloración dentro del matraz.

CUESTIONARIO:

1. Definir los siguientes conceptos: molaridad, molalidad, Normalidad, % peso y % mol. SOL. Se encuentra en la introducción. 2. ¿Cuál es el significado de los siguientes conceptos? : parte alícuota, valoración, indicador, solución ácida, solución básica y punto equivalente. La valoración es un proceso de medida cuantitativa que me dará como resultado una relación numérica que tiene que ver con la cantidad de soluto presente en la mezcla con el solvente. Solución Ácida: Las características principales de los ácidos son: Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa. Modifican el color de numerosos colorantes orgánicos, como el papel tornasol azul a rojo Atacan muchos metales con desprendimiento de hidrogeno. Reaccionan con los hidróxidos neutralizando sus propiedades. También reaccionan con los carbonatos para producir dióxido de carbono. Tienen un pH bajo, es decir menor a siete. Estas propiedades se deben a los iones hidrogeno (H+) liberados por los ácidos en solución acuosa. Soluciones básicas: son sustancias capaces de liberar iones hidroxilo, en solución acuosa. Las bases mas comunes son los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos. Hidróxido de sodio, hidróxido de Potasio, hidróxido de magnesio entre otras. Las bases se caracterizan por: -

Tener un sabor cáustico (amargo) Conducen la corriente eléctrica en disolución. Modifican el color de algunos colorantes orgánicos. Neutralizan las propiedades de los ácidos. Cuando se disocian en agua producen iones hidrófilos. Las bases tienen un pH mayor de 7 y menor de 14.

Punto equivalente: es cuando se adiciona igual numero de equivalentes de acido y base y formamos una sal y agua. Donde su pH será de 7 (neutro).

3. Determinar M, N, % m y % mol del HCl concentrado original. Tenemos:

N=

ρ

HCl

= 1.17 [g/mol]

m ua t s o a d e l s o l P V M a  g−le e q n c i a =  L i l t u  r cL o i s ó dn e s o

N = 0.5 N V solución = 100 [mL]

Masa del Soluto = (N) (Litros de Solución) (PM / Valencia)

PMHCl = 36.5 [g/mol] Sustituyendo

Masa del Soluto = (0.1) (0.5) (36.5 / 1) Masa del Soluto = 1.825 [g] Efectuamos la relación

1.825 [g] X

37.5 % X = 4.86 [g]

100 % ρ=

masa volúmen

Volúmen =

masa

ρ

Sustituyendo:

V =

4.86 [ g ] = 4.1538 [mL ] 1.17 [ g / mL ]

El volumen del ácido es de 4.1538 mL

nHCl = 0.05 [mol] nT = 5.544 [mol] %mol HCl = (0.05/5.544) X 100 = 0.901 % %mol H O = (5.4943/5.544) X 100 = 99.09 % 2

%PESO Masa Total = 100.698 [g] %Peso HCl = (1.8/100.698) X 100 = 1.78 % %Peso H O = (98.898/100.698) X 100 = 98.212 % 2

4. Determine el volumen de HCl concentrado que fue necesario para la preparación de 100 mL de la solución 0.5 N de HCl.

n = (0.5) * 0.1 = 0.05 moles

SOL. Se encuentra en la sección de cálculos y resultados 5. Determine la masa de NaOH que se requirió para preparar 10 mL de solución 0.5 M de NaOH. SOL. Se encuentra en la sección de cálculos y resultados 6. Determine la N exacta de la solución de HCl que valoró. SOL. Se encuentra en la sección de cálculos y resultados 7. Resolver los siguientes problemas: a) ¿Cuántos equivalentes-gramo de H2SO4 existen en?: i)

2 mL

de

Conversión:

H2SO4

a

15 N

2[mL ] •

1[ L] = 0.002 [ L] 1000 [ mL ]

N=

g − equivalent es Litrosdeso luto

g-equ = N * Litros de solución g-equ = 15 * 0.002 ii)

50 mL

Conversión:

de H2SO4

a

50[mL ] •

0.25 N

g-equ = 0.03

1[ L] = 0.05[ L] 1000 [mL ] g − equivalent es N= Litrosdeso luto

g-equ = N * Litros de solución g-equ = 0.25 * 0.05

g-equ = 0.0125

b) Calcular el volumen de H2SO4 concentrado de densidad 1.19 [g/mL] Y 93 % en peso que se necesita para preparar 500 mL de solución 3 N.

H2SO4

H2O

93 % Peso ρ = 1.19 [g/mL]

+

H2SO4 0.5 N

ρ = 1 [g/mL] V3 = 500 [mL]

V1 = ? C) Calcular el volumen de k.o. concentrado con densidad 1.19 necesita para preparar 18 L de acido 0.002N

HCL

H2O

38 % Peso ρ = 1.19 [g/mL]

+

ρ = 1 [g/mL]

M1=

Χ1 ρ X 1000 PM

M1=

0.3(1.19 ) X 1000 36 .5

M 1 =12.389 M 2 =0

M3=

⇒

M=

HCL 0.002 N V3 = 100 [mL]

V1 =?

N=ZM

g y 38% en peso de HCl que se ml

Z N

0.002 =0.002 1

PERO M 1 V 1 +M 2 V 2 =M 3 V 3 M 1 V 1 +0= M 3 V 3 V1=

V1=

M 3 V3 M1

0.0028 (18000 ml ) =2.9058ml 12 .389

D) DETERMINAR EL VOLUMEN DE HNO 3 DILUIDO CON DENSIDAD 1.11g/ml y 19% EN PESO DE HNO 3 QUE PUEDE PREPARARSE DILUYENDO EN AGUA A PARTIR DE 50 ml DE ACIDO CONCENTRADO CON DENSIDAD 1.42 g/ml Y 68% PESO DE HNO 3 .

H2O 68 % Peso ρ = 1.42 [g/mL]

+

ρ = 1 [g/mL]

V1 =50 mL M1=

Χ1 ρ X 1000 PM

M1=

0.68 (1.42 ) X 1000 63

V3 = 100 [mL]

M 1 =15.327 M2= 0 M3=

M3=

19 % Peso ρ = 1.11 [g/mL]

Χ3 ρ X 1000 PM 0.19 (1.11) X 1000 63

M 3 =3.348

M 1 V 1 +M 2 V 2 =M 3 V 3 3

M 1 V 1 +0= M 3 V 3

M 1V1 M 3

V3=

V3 =

15 .327 (50 ml ) =228.9ml 3.348

Molalidad=

ρ=

masa volumen

Masa=

nsoluto Kg solucion

ρVol

Masa=228.9(1.11g/ml)=254.08gr Cantidad de HNO 3 en la solución diluida 254.08 100% X 19% X=48.275gr/ml Cantidad de agua (solvente) en la solución diluida 254.08 X

100% 19%

X=205.805gr

n soluto =

masa soluto PM

n soluto =

48 .275 =0.7663moles 63

Molaridad=

=0.2058Kg

0.7663 moles mol =3.723 0.2058 Kg Kg

Masa del Soluto = (N) (Litros de Solución) (PM / Valencia) Masa del Soluto = (3) (0.5) (98 / 2) = 73.5 [g] Masa del Soluto = 73.5 [g]

Efectuamos la relación

73.5 [g] X

93 % 100 %

X = 79.03 [g]

ρ=

masa volúmen

Volúmen =

masa

ρ

Sustituyendo:

V =

79 .03[ g ] = 66 .413 [ mL ] 1.19 [ g / mL ]

El volumen del H2SO4 es de 66.413 mL

BIBLIOGRAFÍA: •

WILLIAM L. Masterton, Química General Superior, Editorial: Nueva editorial interamericana, 1986, México, pág. 277-279.

•

RODRÍGUEZ Mercado Sara, Curso de química 1, impreso en los talleres de UPIICSA, México, D.F. 2000, páginas utilizadas: 99, 100, 120, 121.

•

MORTIMER Charles E., Quimica, editorial Iberoamérica, México, D.F., 1986, 781 páginas, páginas usadas: 203, 253 – 255, 274, 275.

•

RAYMOND CHANG WILLIAMS COLLEGE, Química, séptima edición, Editorial Mc Graw Hill, páginas utilizadas: 443, 453, 468, 471, 472, 482.

•

BONNET Romero Florencia, Química 1, segunda edición, editorial OXFORD UNIVERSITY PRESS HARLA MÉXICO, 1996. Páginas utilizadas: 54, 56, 57, 70, 71.