Preinforme Fisicoquimica Jenny Avella

FISICOQUIMICA AMBIENTAL PREINFORME

PRESENTADOR POR: JENNY LORENA AVELLA RINCON COD: 1101757601

GRUPO: 358115_26

YENY ANDREA BUENAHORAR TUTOR

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA VELEZ - SANTANDER 2015

OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA Objetivo General 

Aplicar los conceptos básicos, enfocados a Fisicoquímica Ambiental dentro de un laboratorio de acuerdo a los procedimientos establecidos en la Guía de Actividades por la Universidad Nacional Abierta y a Distancias UNAD.

Objetivos específicos      

Identificar los protocolos y elementos básicos de seguridad para llevar a cabo las prácticas dentro de laboratorio de Fisicoquímica Ambiental. Reconocer los equipos e instrumentos necesarios para llevar a cabo el correcto desarrollo de las prácticas de Fisicoquímica Ambiental. Determinar de la entalpía molar de disolución y entropía de una mezcla binaria Determinar de la constante universal de los gases Identificar la cinética de la descomposición del Tiosulfato de sodio, por medio de ácido clorhídrico concentrado. Determinar la cinética de la descomposición del Tiosulfato de sodio, por medio de ácido clorhídrico concentrado.

DIAGRAMAS DE FLUJO

Determinación de la entalpía molar de disolución y entropía de una mezcla binaria Calibración del calorímetro o vaso Dewar

a) Lavar y secar adecuadamente el calorímetro (vaso Dewar, termo o recipiente de icopor) a emplear. Permitir su secado al aire libre con el fin de mantener el equipo a temperatura ambiente.

b) Pesar el vaso Dewar y registrar el peso como �

c) Calentar 100ml de agua hasta alcanzar 80°C

d) Tomar una muestra de 100 ml de agua y medir su temperatura k) Repetir el procedimiento descrito anteriormente empleando la muestra de agua (rio, quebrada, industrial residual), y calcular el calor específico de la misma. Tenga en cuenta que para este procedimiento la muestra de agua a calentar debe ser agua destilada (T1). Mientras que la muestra de agua a temperatura ambiente (T) corresponde al agua de rio o industrial

e) Adicionar el agua a temperatura ambiente al vaso Dewar y tapar

f) Realizar la medición de la temperatura del agua contenida en el vaso Dewar cada minuto por un periodo de 5 minutos. Verificar que la temperatura del minuto 4 y 5 permanezcan constantes, de lo contrario continúe tomando la temperatura de la muestra cada minuto hasta alcanzar el equilibrio (temperatura constante).

g)

Transcurrido el tiempo, adicionar los 100ml de agua previamente

calentados a mezclar y tapar

80°C al vaso dewar,

j) Calcular el calor específico de acuerdo a lo indicado en el Anexo B

h) Realizar la medición de la temperatura de la mezcla contenida en el vaso Dewar cada minuto durante 5 minutos. Verificar que la temperatura del minuto 4 y 5 permanezcan constantes, de lo contrario continúe tomando la temperatura de la muestra cada minuto hasta que obtenga la temperatura de equilibrio de la mezcla.

i) Desocupar, lavar y secar el calorímetro para la siguiente ensayo

Determinación de la entalpía molar de disolución del NaOH en H2O Determinación de la entalpía molar de disolución del NaOH en H2O

a) Lavar y secar adecuadamente el calorímetro (vaso Dewar, termo o recipiente de icopor) a emplear. Permitir su secado al aire libre con el fin de mantener el equipo a temperatura ambiente.

b) Pesar 2g de NaOH�

c) Medir la Temperatura inicial del NaOH

d) Tomar una muestra de 100 ml de agua destilada y medir su temperatura

e) Adicionar la muestra de agua destilada a temperatura ambiente al vaso Dewar y tapar

f) Realizar la medición de la temperatura del sistema contenido en el vaso Dewar cada minuto por un periodo de 5 minutos. Verificar que la temperatura del minuto 4 y 5 permanezcan constantes, de lo contrario continúe tomando la temperatura de la muestra cada minuto k) Repetir el procedimiento descrito anteriormente empleando la muestra de suelo, y calcular la entropía de la misma.

g) Transcurrido el tiempo, adicionar el NaOH rápidamente al calorímetro y tapar inmediatamente.

h) Agitar vigorosamente el sistema y medir la temperatura de la mezcla cada minuto durante 5 minutos, o hasta que el sistema alcance la temperatura de equilibrio (temperatura constante)

i) Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro

j) Calcular la entropía de la muestra de acuerdo a lo indicado en el Anexo B

Procedimiento 2: Determinación de la constante universal de los gases

Montaje

Determinación de la constante universal

a) Lavar y secar adecuadamente el balón de fondo plano con desprendimiento lateral, beaker de 1L y probeta de 500ml

a) Llenar la probeta de 500ml de agua destilada

d) Pesar 0.1g, 0.2g, 0.4g, 0.8g, y 1.2g de CaCO3

e) Adicionar 200ml de HCl 2N en el balón fondo plano

h) Repetir el procedimiento para las muestras de CaCo3 de 0.2g, 0.4g, 0.8g, 1.2g

i) Calcular la constante universal de los gases y el error obtenido de acuerdo a lo indicado en el Anexo C

b) Tapar el balón con el tapón y conectar la manguera de tal forma que un extremo quede en el interior del balón y el otro extremo se ubica en el beaker

b) Adicionar ¾ partes del volumen del beaker con agua destilada

c) Invertir la probeta en el beaker, teniendo en cuenta que no queden burbujas dentro de la probeta y que esta continúe llena.

f) Tapar la probeta con la mano (con precaución) e insertar el termómetro para medir la temperatura del gas producido

g) Desocupar, lavar y secar los materiales empleados para el siguiente ensayo.

Procedimiento 3: Cinética de la descomposición del tiosulfato de sodio, por medio de HCl concentrado

a) Alistar las soluciones de tiosulfato sódico (Na2S2O3) 0.1N y ácido clorhídrico 1N

b) Lavar 4 Erlenmeyer de 100mL, roturarlo de 1 a 4 e introducirlos en un recipiente que contenga agua a temperatura ambiente.

f) Agregar al beaker 1, 10 mL de HCl 1N, y cronometrar el tiempo que tarda la solución en tornarse opaco por completo. Continúe el procedimiento con los 3 beaker restantes.

e) Mezclar suavemente cada solución

g) Repetir el procedimiento anterior empleando un baño de hielo y cronometrar el tiempo que cada solución tarda en tornarse opaco.

h) Calcular las constantes de velocidad, energía de activación y tiempo de vida media de acuerdo a lo indicado en el Anexo D

c) Registrar la temperatura del agua del recipiente

d) Preparar soluciones de tiosulfato sódico en cada beaker al 0.05M. 0.025M y 0.0125M

Procedimiento 4: Adsorción de soluciones acuosas de ácido acético en suelos y carbón activado a) Rotular 4 beakers de 250mL

f) Tapar rápidamente los recipientes y agitar periódicamente durante 30 minutos.

g) Dejar reposar las muestras durante 15 min a temperatura ambiente (mida la temperatura del ambiente una vez inicie reposo).

k) Determine el ΔH de cada muestra estudiada, de acuerdo a lo indicado en el Anexo E

b) Pesar dos muestras de +/- 1 gramo de suelo y dos muestras de +/1gramo de carbón activado

e) Adicionar 100 mL de solución de ácido acético 0.05 M a las otras dos muestras: una de suelo y otra de carbón activado

h) Filtrar cada muestra desechando los primeros 10 mL de filtrado, como medida de adsorción del ácido por el papel filtro

j) Realizar nuevamente el procedimiento descrito a una temperatura cercana a 40°C, colocando los beaker en un termostato o baño María.

c) Introducir cada muestra en uno de los beaker rotulados

d) Adicionar 100 mL de solución de ácido acético 0.15 M a dos muestras, una de suelos y otra de carbón activado

i) Titulación de cada muestra: Adicionar con una pipeta 25 mL del filtrado e introducirlo en el Erlenmeyer de titulación. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y agitar suavemente. Cargar la bureta con NaOH 0.1N, ajustando el nivel a cero. Ubicar el Erlenmeyer bajo la bureta y adicionar gota a gota de NaOH agitando el Erlenmeyer constantemente hasta tornar a color rosado. Registrar los mililitros gastados de NaOH. Repetir la titulación para cada muestra.

RESPUESTAS AL CUESTIONARIO DEL ANEXO A 1. Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas ¿Qué es este instrumento? Cuando el calor fluye hacia o de una sustancia, su temperatura cambia. La medición del flujo de calor se llama calorimetría y la herramienta con la que se mide el flujo de calor se llama calorímetro. Específicamente, el calorímetro permite medir las cantidades de calor que son recibidas o suministradas por un cuerpo, lo cual implica determinar su calor específico para medir cantidades de calor. Esquema de una bomba de calorimetría

Tomado de: http://blogs.20minutos.es/el-nutricionista-de-la-general/2012/10/15/como-se-obtienenlas-calorias-de-los-alimentos/

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

Agitador eléctrico Bomba calorimetrética (cámara de reacción) Camisa aislante Recipiente para el agua Sonda de temperatura (termómetro) Cable de ignición Tapa

Usos y aplicaciones El uso se lleva a cabo de la siguiente forma: Una vez puesta el agua y la muestra de compuesto a analizar, se tapa el calorímetro de forma que haya la menor cantidad de disipación posible. Se observa el termómetro de cerca, donde se podrá evidenciar que la temperatura empezara a disminuir o aumentar según sea el caso. Teniendo en cuenta que es imposible diseñar un calorímetro que no disipe absolutamente nada de calor, es necesario, o bien introducir un buen factor de corrección, o procurar que la temperatura del calorímetro sea muy similar a la de su entorno, tanto como sea posible, lo cual se logra termostatándolo, o sometiéndolo a alto vacio. Dentro de sus aplicaciones podemos identificar las siguientes:    

Pruebas de combustible Eliminación de desechos Estudios de alimentos Propulsor y prueba de explosivos

Tipos de calorímetros:       

Estáticos No estáticos Dryload calorimeter Microcalorímetro calorimetro de flujo Calorímetro adiabático Calorímetro de cambio de estado

2. Hallar el calor de disolución del NaOH en agua, cuando al disolver 1.2g de NaOH sólido en 250ml, la temperatura de la disolución incrementa en 1.24 °C.

Calor cedido por el NaOH = calor absorbido por el agua Calor absorbido por el agua = masa de agua * calor específico del agua * incremento de temperatura del agua Y aquí se necesitan un par de datos que se supone que debes conocer o tener acceso a ellos:  

Densidad del agua = 1 g/mL, con lo que los 250 mL = 250 mL * (1 g / 1 mL) = 250 g agua Calor específico del agua = 1 cal/(g * ºC)

En definitiva: Calor absorbido por el agua = 250 g * 1 cal/(g * ºC) * 1.24 ºC = 310 cal Este es el calor producido por la disolución de 1.2 g de NaOH. El calor de disolución del NaOH será: Q = 310 cal / 1.2 g = 258.3 cal/g