fisicoquimica de soluciones

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE

MÉXICO

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLÁN

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS

SECCIÓN DE FISICOQUÍMICA

MANUAL EXPERIMENTAL DE TERMODINÁMICA DE

SOLUCIONES

CARRERA: QUÍMICA INDUSTRIAL

ASIGNATURA: FISICOQUÍMICA DE SOLUCIONES CLAVE CARRERA: CLAVE ASIGNATURA:

Ricardo Baltazar Ayala

Gloria Cruz León Rodolfo Gómez Balderas

Agosto de 2012

CONTENIDO

Introducción……………………………………………………………………….…....…..I Objetivos Generales del Curso…………………………………………...….…………III Objetivos de Curso Experimental………...…………….………………..….………....III Normas del Laboratorio………………………………………..……………..………....IV Actividades Experimental y Unidad Temática…………………………..………….………………………………….VI Actividad Experimental No.- 1 Construcción de Material para Microescala…………………………………………….1 Actividad Experimental No.- 2 Índice de Refracción y Densidad………………...………………………...….……..….5 Actividad Experimental No.- 3 Viscosidad………………………………………..…………...…….…………...……….14 Actividad Experimental No.- 4 Volúmenes Molares Parciales……………………….……………………….……..….20 Actividad Experimental No.- 5 Entalpía de Fusión.………………………………………………...……………...…….26 Actividad Experimental No.- 6 Equilibrio líquido-vapor de un componente…………………………………………...31 Actividad Experimental No.- 7 Propiedades Coligativas…………………………………………...……………………37 Actividad Experimental No.- 8 Soluciones Ideales……………………………………………………………………….49 Actividad Experimental No.- 9 Azeótropo……………………………………………………………….………….....….55 Actividad Experimental No.- 10 Equilibrio Líquido-Líquido Ternario…………………………………….……………....61 Proyecto…………………………………………………………...……………...………70

I

INTRODUCCIÓN

El trabajo en el Laboratorio de la asignatura de Fisicoquímica de Soluciones contribuye a

desarrollar en el alumno habilidades experimentales que le ayuden a estudiar las

propiedades termodinámicas de la materia, ya sean sustancias puras, sistemas

multicomponentes, que más tarde aplicará en su desempeño profesional. Actualmente, es

importante cuidar el ambiente y aprovechar los recursos naturales de la mejor manera

posible, por lo que su transformación en satisfactores debe ser cuidadosamente planeada

y controlada, siendo la termodinámica la disciplina metodológica que ofrece los

fundamentos necesarios para que desarrollen procesos que ofrezcan el máximo

rendimiento con un ahorro considerable tanto de materiales como de energía. Por lo

anterior es importante desarrollar la conciencia sobre el cuidado y responsabilidad con el

medio ambiente que se debe tener como profesional de la química. Con este fin, se

propone que las actividades experimentales contenidas dentro de este manual, se

efectúen dentro de lo posible, mediante la técnica de microescala. Esta metodología nos

permite utilizar menos reactivos, que a su vez se traduce en una cantidad menor de

residuos, esto a su vez genera otros beneficios, como los económicos. El alumno también

se beneficia ya que estará expuesto a una menor cantidad de reactivos, lo que reduce las

posibles afectaciones a su salud.

Para poder realizar el trabajo en microescala, en la primera sesión experimental, el

alumno se encargará de la elaboración de diversos materiales necesarios para trabajar

con esta metodología, los cuales serán utilizados en diversas sesiones experimentales a

lo largo del curso.

Las dos primeras sesiones experimentales comprenden el estudio de propiedades

macroscópicas de sustancias puras, las cuales son de suma importancia para el estudio

de sistemas termodinámicos complejos. Esta etapa ayuda a que los estudiantes

desarrollen destrezas en el manejo de instrumental simple (micropicnómetros,

viscosímetros, refractómetros, etc.). En las demás sesiones, se aprovechan las

habilidades adquiridas para estudiar las propiedades termodinámicas de sistemas

complejos.

Finalmente el alumno aplicará los conocimientos adquiridos a lo largo de las sesiones

experimentales al desarrollar un proyecto, el cual estará relacionado con alguno de los

temas del curso. Este proyecto podrá ser acerca de un tema que no se toco en las

II

sesiones experimentales o bien repetir alguna sesión experimental pero con una

metodología diferente.

Los conocimientos y las habilidades adquiridas en el laboratorio generarán en el alumno

un razonamiento crítico respecto al alcance de la aplicación de los distintos modelos que

describen los sistemas termodinámicos reales.

III

OBJETIVO GENERAL DEL CURSO

● Aplicar las leyes de la termodinámica para establecer el equilibrio entre fases.

● Analizar, construir y describir de manera formal los diagramas de fases de sustancias

puras y mezclas, con comportamiento ideal o real.

● Definir la actividad para gases, líquidos y sólidos, así como para iones en solución.

OBJETIVOS DEL CURSO EXPERIMENTAL

● Que el alumno adquiera las actitudes de responsabilidad, trabajo en equipo y trabajo en

el laboratorio

● Desarrollar en el alumno las habilidades experimentales para la determinación de

propiedades termodinámicas.

● Entender los factores que afectan el equilibrio de fases.

● Corroborar experimentalmente los distintos modelos termodinámicos que describen el

equilibrio.

● Generar en el alumno un razonamiento crítico respecto a los distintos modelos

termodinámicos que describen a los sistemas reales.

● Generar en el alumno una conciencia sobre el cuidado y responsabilidad con el medio

ambiente.

IV

NORMAS DE LABORATORIO

(REGLAMENTO INTERNO DE LOS LABORATORIOS DE FISICOQUIMICA)

El laboratorio es un lugar potencialmente peligroso por lo que se deben de seguir las

siguientes normas generales de seguridad que a continuación se mencionan:

1. El alumno trabajará en el laboratorio solo cuando su profesor o persona responsable de

dicho laboratorio este presente. En caso de emergencia consultar acciones de

emergencia o primeros auxilios en LAS HOJAS DE SEGURIDAD.

2. No se permite la entrada de infantes a los laboratorios.

3. La tolerancia para ingresar a la sesión experimental es de 15 min.

4. Son requisitos indispensables para el trabajo experimental:

• Calzado cerrado (obligatorio).

• Cabello recogido (obligatorio)

• Bata (obligatorio).

• Lentes de seguridad (obligatorios).

Estas medidas de seguridad deben ser seguidas por alumnos y profesores.

5. No se permite fumar dentro del laboratorio.

6. No se permite consumir alimentos y bebidas en el laboratorio.

7. El lugar de trabajo debe estar despejado de libros, mochilas, prendas, etc.; Estas se

deben de colocar en los anaqueles habilitados.

8. No se deben encender cerillos o mecheros, a excepción de que así lo requiera la

sesión experimental.

9. Al manejar equipos se recomienda revisar el instructivo antes de la actividad

experimental y preguntar al profesor las dudas que se tengan sobre el particular.

V

10. La solicitud de los equipos, materiales y reactivos se realiza con el llenado del vale del

laboratorio y presentando la credencial otorgada por la UNAM.

11. Si se rompe o daña material y/o equipo, éste debe reintegrarse al laboratorio antes de

concluir el curso experimental.

12. El alumno tiene la obligación de estudiar las ORIENTACIONES ACERCA DEL

TRATAMIENTO Y DISPOSICIÓN DE LOS RESIDUOS, con el propósito de saber qué

hacer con los residuos o desechos producidos en cada sesión experimental. Los residuos

de los experimentos que deban almacenarse, deben ser depositados en los recipientes

etiquetados que le indique el profesor.

13. Una vez terminada la sesión experimental, el alumno deberá dejar limpio su lugar de

trabajo y asegurarse de no dejar basura en las tarjas de las mesas de trabajo ni en las de

lavado de material.

14. El alumno debe lavarse las manos con agua y jabón antes de salir del laboratorio.

VI

Número Titulo de la Práctica Unidad Temática en el

Programa de la Asignatura

1 Construcción de material para microescala

2 Índice de refracción y densidad

3 Viscosidad

4 Volúmenes Molares Parciales

Unidad 1. Sistemas multicomponentes

5 Entalpía de fusión Unidad 2. Equilibrio de fases, sustancias puras

6 Equilibrio líquido-vapor de un componente

Unidad 2. Equilibrio de fases, sustancias puras

7 Propiedades coligativas Unidad 3. Equilibrio de fases, sistemas ideales multicomponentes

8 Soluciones ideales Unidad 3. Equilibrio de fases, sistemas ideales multicomponentes

9 Azeótropo Unidad 4. Equilibrio de fases, sistemas reales multicomponentes

10 Equilibrio Ternario Unidad 4. Equilibrio de fases, sistemas reales multicomponentes

1

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No.- 1

CONSTRUCCIÓN DE MATERIAL PARA MICROESCALA

INTRODUCCIÓN

En esta práctica el estudiante construye el material que utilizará en sus prácticas a

microescala. Con la Química a microescala se pueden realizar procesos químicos usando

pequeñas cantidades de reactivos, sin que ello reste calidad a los métodos habituales

usados tanto en educación como en la industria, contribuyendo a un medioambiente

menos contaminado. Las técnicas a microescala han demostrado su gran utilidad en los

siguientes aspectos prácticos: menor costo de operación, menor cantidad de desechos y

menor tiempo de operación entre otros beneficios.

La microescala está basada en la utilización de aparatos e instrumentos de medición,

algunos diseñados y construidos con materiales de fácil adquisición, por ejemplo:

plásticos, jeringas desechables, puntas de plástico desechables, alambres cortos y

delgados usualmente de desecho, ventiladores de computadoras obsoletas, etc.

OBJETIVOS

1. Construir un micropicnómetro

2. Construir microagitadores magnéticos

3. Construir un gotero

4. Aprender a usar su material a microescala.

MATERIAL, EQUIPO Y REACTIVOS

MATERIAL EQUIPO REACTIVOS

5 Pipetas pasteur*

10 Clips*

1 segueta*

1 pinzas de punta.*

1 pinzas de corte*

1 mechero Bunsen

*Material proporcionado por el alumno

2

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

CONSTRUCCIÓN DE MICROPICNÓMETROS

1. Sujetar la pipeta Pasteur de los puntos A y C, como lo índica la figura 1.

2. Calentar con el mechero el punto B, entre el punto B y C hay aproximadamente de 1 a

1.5 cm, hasta el rojo vivo rotar la pipeta Pasteur y jalar como le indican la flechas en la

figura 1.

3. Calentar el punto B, para sellarlo; como lo índica la figura 2.

4. Cortar con una lija metálica en el punto D (aproximadamente 0.5 cm del capilar original

de la pipeta Pasteur); como lo índica la figura 3.

CONSTRUCCIÓN DE MICROAGITADORES MAGNETICOS

1. Desdoblar el clip y corte en los puntos a, b, c, d, e y f , con ayuda de la segueta; como

lo indica la figura 4.

2. Introducir las partes cortadas, una a una, dentro del filamento de la pipeta Pasteur, que

sobro de su micropicnómetro, calentar con el mechero para sellar una punta en g y

después cortar la punta h para sellarla; figura 5 y Figura 6. Con una pipeta Pasteur se

pueden obtener de 3 a 4 microagitadores.

3

CONSTRUCCIÓN DE UN GOTERO

1. Al construir el micropicnómetro sobrará la parte A que se ve en la figura 1.Cortar con la

segueta, el punto E como se indica para obtener un gotero; ver figura 7.

Cada equipo deberá construir al menos 4 micropicnómetros, 6 microagitadores y 4

goteros

ORIENTACIÓN PARA EL TRATAMIENTO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS

Los residuos de vidrio serán depositados en un bote etiquetado como residuos de vidrio.

4

BIBLIOGRAFÍA

1. A. Fregoso y N.V. Cervantes. Taller práctico de química general en microescala. U. I. A.

2002.

2. M.T. Moran y M.G. Castañeda. Taller práctico de fisicoquímica en microescala. U. I. A.

2002.

5


ÍNDICE DE REFRACCIÓN Y DENSIDAD

INTRODUCCIÓN

La densidad es una propiedad intensiva que se define como el cociente masa/volumen.

En tanto que la densidad relativa se define como la relación que existe entre el peso de un

volumen de sustancia y el peso del mismo volumen de agua, a la temperatura dada. En

general se habla de densidad relativa al agua a 4 °C. Puesto que existen varias

definiciones y escalas alrededor del concepto de densidad, esta práctica comprende el

estudio de dichos conceptos y se extiende a las aplicaciones de esta importante

propiedad de la materia.

El índice de refracción (), la refracción específica (RS) y la refracción molar (RM) son

indicadores de la manera en la cual una molécula interacciona con la luz. En la práctica se

estudia la dependencia del índice de refracción con la concentración y se discute la

dependencia con la temperatura, presión y longitud de onda de la luz incidente. Se

realizan mediciones del índice de refracción para caracterizar líquidos a partir de sus

valores de refracción específica y polarización, y para determinar la composición de

mezclas.

OBJETIVOS

1. Comprender los conceptos de índice de refracción, refracción específica y refracción

molar.

2. Familiarizarse con el funcionamiento y manejo del refractómetro de Abbe.

3. Construir curvas patrón del índice de refracción versus composición para una mezcla

binaria.

4. Determinar la composición de mezclas binarias a partir de mediciones de su índice de

refracción.

5. Comprender el concepto de densidad y las diversas formas de expresarla.

6. Conocer los distintos métodos para determinar la densidad de líquidos y el principio

físico en el que se basan.

7. Conocer las distintas escalas para expresar la densidad de líquidos.

8. Desarrollar habilidades para medir la y densidad.

6

ACTIVIDADES PREVIAS AL EXPERIMENTO

1. Explique el fenómeno de refracción y defina el índice de refracción.

2. Explique el funcionamiento del refractómetro de Abbe.

3. Diga si el índice de refracción varía con la temperatura y la presión para líquidos y

gases y porqué

4. Mencione como varía el índice de refracción de una mezcla binaria en función de la

concentración.

5. Describa como construir una curva patrón de índice de refracción vs fracción mol,

discutir su utilidad.

6. Explique qué es y cómo se calcula la refracción molar y la refracción específica.

7. Investigue los valores de refracción específica para los compuestos puros (agua, 1-

propanol y metanol) o calcúlelos a partir del índice de refracción de estas sustancias.

8. Mencione algunas aplicaciones de la medición del índice de refracción y/o de refracción

molar.

9. Mencione la diferencia entre propiedad extensiva y propiedad intensiva

10. Explique qué es densidad, densidad relativa y peso específico.

11. Busque en la literatura las densidades del agua, metanol y 1-propanol a 25°C

12. Describa cómo se calcula la fracción mol de cada componente en una solución, a

partir de los volúmenes y la densidad de los componentes puros.

13. A partir de las densidades del punto 11, proponga volúmenes de agua y metanol, tal

que 2

0.1H OX , y el volumen de la solución este entre 2 y 3 mL.

14. Exprese como se determina la densidad con el método del picnómetro.

15. Describa como se determina la densidad usando el hidrómetro. Explique el principio

físico en el que se basa y enumere los diferentes tipos de hidrómetros con sus escalas en

función de su uso.

16. Investigue como varía la densidad de un líquido y de un gas con la temperatura y la

presión

17. Elabore un diagrama de flujo de la actividad experimental.

18. Investigue la toxicidad de los reactivos utilizados en la actividad experimental.

7



9 Matraces erlenmeyer de 5 ó 10 mL

con tapón de hule

2 Pipeta graduada de 2 mL (1/100)

2 Vasos de precipitados de 10 mL

1 Termómetro

1 Piseta

5 Jeringas nuevas de 3 mL *

1 Micropicnómetro*

1 guante de látex*

1 Gotero

1 Refractómetro 1-propanol

Metanol

Acetona*

Almíbar*

Jugo de frutas*



ÍNDICE DE REFRACCIÓN

1. Lavar y secar perfectamente el material de vidrio.

2. Registrar el valor de la temperatura de trabajo.

3. Elegir uno de los siguientes pares de sustancias, 1-propanol-agua o metanol-agua.

4. Prepare las siguientes soluciones de acuerdo al par de sustancial elegido

Para metanol-agua

MUESTRA a b c d e f g h i

2H OV / mL 0.1 0.2 0.3 0.4 0.6 0.9 0.9 1.1 1.3

3CH OHV / mL 1.7 1.7 1.6 1.4 1.3 1.3 0.9 0.6 0.3

Para 1-propanol-agua

MUESTRA a b c d e f g h i

2H OV / mL 0.1 0.1 0.2 0.2 0.2 0.3 0.5 0.9 1.1

3 7C H OHV / mL 3.6 1.6 1.9 1.2 0.8 0.8 0.9 0.9 0.5

Los volúmenes y sustancias aquí mostradas pueden ser cambiados si lo considera

necesario.

8

Para medir los volúmenes utilice una pipeta graduada de 2 mL (1/100) modificada de

acuerdo a la figura 8.

5. Medir el índice de refracción de los componente puros y de cada solución de la “a” a la

“i” inmediatamente después de ser preparada. Aplicar las muestras con un gotero de

plástico y después de la medición, limpiar la superficie del prisma con algodón

impregnado de acetona.

6. Medir el índice de refracción de la muestra proporcionada por el profesor.

NOTA: Ver manejo del refractómetro de Abbe.

Figura 8. Armado de la pipeta para preparar las soluciones.

DENSIDAD

1. Lavar y secar perfectamente el material de vidrio. Excepto el micropicnómetro. El

micropicnómetro se debe manipular con ayuda de un guante de latex.

2. Medir la temperatura a la cual se trabaja en el laboratorio.

3. Determinar la masa del micropicnómetro seco.

4. Determinar la masa del micropicnómetro lleno de agua destilada.

5. Determinar la masa del micropicnómetro lleno con etanol.

6. Determinar la masa del micropicnómetro lleno con una muestra problema elegida por el

alumno.

7. Repetir los puntos del 3 al 6 dos veces más.

8. El profesor explicara de manera demostrativa, como determinar la densidad utilizando

el hidrómetro. Para el hidrómetro se usan los productos comerciales.

NOTA: INDICAR EL MANEJO DE LOS DISTINTOS HIDRÓMETROS. A CRITERIO DEL

PROFESOR.

9


Todos los residuos que contengan acetona deberán ser depositados en un recipiente

etiquetado como residuos de acetona.

Todos los residuos que contengan 1-propanol deberán ser depositados en un recipiente

etiquetado como residuos de alcoholes

Los residuos de etanol pueden ser desechados directamente en la tarja.

TABLA DE RESULTADOS EXPERIMENTALES


A:

B:

X es la muestra problema proporcionada por el profesor

DENSIDAD

T = °C

Pesada 1 Pesada 2 Pesada 3

micropicm / g

2micropic H Om / g

2 5micropic C H OHm / g

micropic muestram / g

INSTRUCCIONES PARA LA ELABORACIÓN DEL REPORTE

CONSTRUCCIÓN DE LA CURVA PATRÓN

1. Busque en la literatura las densidades del agua, 1-propanol y metanol a la temperatura

de trabajo.

2. Calcule la refracción molar y la refracción específica de los compuestos puros.

Muestra Apuro a b c d e f g h i Bpuro X

AV / mL -- -- --

BV /mL -- -- --

10

3. Utilizando las contribuciones individuales de átomos y enlaces, calcule la refracción

específica de los compuestos estudiados y comparar con los resultados experimentales.

4. Calcule la fracción mol de ambos componentes para cada solución, de la “a” a la “i”

5. Elabore un diagrama (curva patrón) vs 2H OX , incluya los datos del los componentes

puros.

6. Ajuste los datos anteriores a la mejor ecuación posible. Si tiene duda de cómo hacer

esto, pregunte a su asesor.

7. Utilizando la ecuación del ajuste anterior, determine la composición de la muestra

problema que le proporcionó el profesor.

NOTA. Esta curva patrón será utilizada en actividades experimentales posteriores.

DENSIDAD

1. Busque en la literatura la densidad del agua a la temperatura de trabajo.

2. Con el dato anterior, determine el volumen del micropicnómetro.

3. Determine la densidad y la densidad relativa del etanol y de la muestra problema.

4. Especifique los parámetros que pueden afectar la determinación de la densidad.

NOTA: Los cálculos los realizará con el promedio de las tres mediciones.

5. Mencione las ventajas y aplicaciones del conocimiento de la densidad.

6. Haciendo la aproximación que la temperatura de trabajo fue de 15.5 °C, determine el

peso especifico del etanol y de la muestra problema.

11

BIBLIOGRAFÍA

1. P. W. Atkins and J. de Paula. Physical Chemistry. Oxford University Press. 9th Edition.

USA, 2010.

2. G.W. Castellan. Fisicoquímica. Addison Wesley Iberoamericana S.A. 2° Ed. México,

1987.

3. H.H. Willard. Métodos Instrumentales de Análisis. 2º Ed, CECSA. México, 1986.

4. M. Tanaka, G. Girard, R. Davis, A. Peuto and N. Bignell. Metrología. 38, 301-309, 2001,

5. http://www.cenam.mx/

7. I. N. Levine. Fisicoquímica. 5° Ed. McGraw-Hill, España 2004.

8. K. J. Laidler y J. H. Meiser. Fisicoquímica, Compañía Editorial Continental, México

1997.

9. Perry’s Chemical Engineers´Handbook. 8° Edition. McGraw-Hill. 2007

12

Figura 9. Manejo del Refractómetro de Abbe. A. Conectar el equipo a la corriente eléctrica y la manguera a la toma de agua.

B. Encender el refractómetro y abrir el agua.

C. Verificar la temperatura en el termómetro. La temperatura a la que se realiza la práctica se ajusta, manteniendo un flujo constante de agua, ya que el índice de refracción varía significativamente con la temperatura.

D. Abrir la caja de prismas, girando hacia arriba el prisma superior.

E. Frotar suavemente los prismas superior e inferior con algodón impregnado de acetona. Dejar secar.

F. Colocar la muestra en el prisma inferior con un gotero o una pipeta, dejando caer una o dos gotas y sin tocar el prisma con el gotero.

G. Cerrar la caja de prismas con el seguro.

H. Observar por el ocular el campo de medición.

I. Si es necesario, girar los prismas de AMICI para eliminar la franja coloreada y hacer que aparezca bien definida la frontera entre los campos luminosos y oscuro.

J. Girar el botón que se encuentra en la parte derecha del aparato para hacer coincidir la línea divisoria entre los campos con la línea de intersección de los hilos cruzados.

K. Tomar la lectura del índice de refracción en el campo de lecturas.

L. Abrir nuevamente la caja de prisma y limpiar estos con algodón impregnado de acetona. Una vez secos cerrar la caja de prismas.

M. Apagar el aparato y protegerlo del polvo.

13

HOJA DE RESULTADOS PARA EL PROFESOR


ÍNDICE DE REFRACCIÓN Y DENSIDAD

Integrantes del equipo

1.- Prof:

2.- Grupo:

3.- Fecha:

4.-

5.-


A:

B:

X es la muestra problema proporcionada por el profesor

DENSIDAD

T = °C

Pesada 1 Pesada 2 Pesada 3

micropicm / g

2micropic H Om / g

2 5micropic C H OHm / g

micropic muestram / g

Muestra Apuro a b c d e f g h i Bpuro X

AV / mL -- -- --

BV /mL -- -- --

14


VISCOSIDAD

INTRODUCCIÓN

La viscosidad, es la propiedad de un fluido que tiende a oponerse a su flujo cuando se

aplica una fuerza, los fluidos de alta viscosidad presentan una cierta resistencia a fluir; los

fluidos de baja viscosidad fluyen con facilidad. La fuerza con la que una capa de fluido en

movimiento arrastra consigo a las capas adyacentes del fluido determina su viscosidad,

que se mide en un viscosímetro que tiene un orificio de tamaño conocido. El tiempo que

tarda en salir una cantidad determinada de líquido a través de un orificio, esta

directamente relacionado con su viscosidad.

Mientras que la viscosidad de una sustancia simple se mide con un viscosímetro de

Ostwald, la viscosidad de productos derivados del petróleo, como son los aceites

lubricantes, se mide con un viscosímetro tipo Saybolt. En particular resulta interesante

estudiar las variaciones de la viscosidad en función de la temperatura.

OBJETIVOS

1. Comprender el concepto de viscosidad y familiarizarse con las unidades en las que se

expresa.

2. Determinar la viscosidad experimental de algunos líquidos puros y aceites lubricantes.

3. Estudiar la variación de la viscosidad con el cambio de temperatura.

4. Comprender el origen de la viscosidad en términos de la teoría molecular para fluidos.

5. Desarrollar habilidades para medir la viscosidad.


1. Investigue cómo se define la viscosidad.

2. Discuta el origen de la viscosidad de acuerdo a la teoría molecular de los fluidos, y la

diferencia entre fluidos Newtonianos y no Newtonianos.

3. Investigue la variación de la viscosidad con la temperatura para líquidos y para gases.

4. Comente los diferentes métodos de determinación de viscosidad y el principio en el que

se basan. Incluir viscosímetro de Ostwald.

15

5. Define la viscosidad absoluta o dinámica, viscosidad relativa, viscosidad cinemática y

las unidades en que se expresan cada una de ellas.

6. A partir de la ecuación de Poiseville deducir la ecuación para determinar la viscosidad

(utilizando un viscosímetro Ostwald).





1 Soporte universal con pinzas

1 Pinzas para bureta

1 Cronómetro*

1 Viscosímetro de Ostwald

3 Vasos de precipitados de 50 mL.

1 Vaso de Precipitados de 2 L

1 Termómetro

1 Propipeta

1 Piseta

1 Termostato o parrilla

con agitador magnético

Metanol

Etanol



1. Colocar el viscosímetro de Ostwald dentro de un baño de agua a temperatura

constante. Ver figura 10. O bien utilice un termostato.

2. Hacer mediciones del tiempo de flujo del agua, metanol y del etanol a temperatura

ambiente.

3. Repetir el punto anterior tres veces, es decir, mida tres veces consecutivas para el

agua, tres veces consecutivas para el metanol y tres consecutiva para el etanol, todas a la

misma temperatura.

4. Repetir lo anterior a otras dos temperatura, se recomienda a 30 y 40°C aprox.

16

Figura 10. Manejo del Viscosímetro de Ostwald.

1. Verter la muestra por el extremo grueso del viscosímetro (D), en una cantidad tal que al

succionar con la perilla por el extremo delgado del aparato (E), el bulbo superior (A) y el

inferior (C) queden a la mitad de su volumen.

2. Succionar por el extremo delgado (E) con la perilla y obligar al líquido a pasar sobre la

marca (1) superior del bulbo (A).

3. Con el cronómetro, medir el tiempo que tarda la muestra en pasar de la marca superior

(1)a la marca inferior (2) de bulbo (A).


Todos los residuos que contengan metanol deberán ser depositados en un recipiente

etiquetado como residuos de alcoholes

Los residuos de etanol pueden ser desechados directamente en la tarja.

17


T1 = °C

t1 / s t2 / s t3 / s

AGUA

METANOL

ETANOL

T2 = °C t1 / s t2 / s t3 / s

AGUA

METANOL

ETANOL

T3 = °C t1 / s t2 / s t3 / s

AGUA

METANOL

ETANOL

INSTRUCCIONES PARA LA ELABORACION DEL REPORTE

1. Busque en la literatura el valor de la viscosidad y densidad del agua a las temperaturas

de trabajo.

2. Busque en la literatura las densidades del metanol y etanol a las temperaturas de

trabajo.

3. Con los datos anteriores determina la viscosidad relativa y cinemática del metanol y

etanol a cada temperatura. Para hacer los cálculos utilice el promedio de las tres

mediciones.

4. Explique a qué se debe la diferencia de las viscosidades de los tres líquidos.

5. Clasificar los líquidos estudiados como Newtonianos o no Newtonianos.

18

BIBLIOGRAFÍA

1. D. Farrington. Curso de Fisicoquímica Experimental. Mc.Graw Hill. México, 1972.

2. H.D. Crockfor. Laboratory Manual of Physical Chemistry. 2nd Edition. John Wiey & Sons.

USA, 1975.

3. H. S. Maron y F. C. Prutton. Fundamentos de fisicoquímica. Limusa. México. 1975.


5. Normas. ASTM: D445-53, D567 y D446.

19



VISCOSIDAD


1.- Prof:

2.- Grupo:

3.- Fecha:

4.-

5.-

T1 = °C

t1 / s t2 / s t3 / s

AGUA

METANOL

ETANOL

T2 = °C t1 / s t2 / s t3 / s

AGUA

METANOL

ETANOL

T3 = °C t1 / s t2 / s t3 / s

AGUA

METANOL

ETANOL

20


VOLUMENES MOLARES PARCIALES

INTRODUCCIÓN

La mayoría de los estudios en el áre a de química tienen lugar en sistemas

multicomponentes y de estos los más simples son los formados por dos componentes y

una sola fase, es decir una disolución. La termodinámica de las disoluciones se define en

términos de las propiedades de mezclado, el cual nos dice como cambia una propiedad

extensiva al momento de llevar cabo la formación de la solución, por ejemplo, si se

mezclan dos o más componentes, el volumen de la solución será diferente a la suma de

los volúmenes de los componentes puros, en este caso hablamos del cambio en el

volumen de mezclado, sin embargo como ya dijimos, esta característica es valida para

cualquier propiedad extensiva, por ejemplo la Energía Libre de Gibbs, la Entalpía, La

Entropía, etc (excepto la masa).

A partir del conocimiento de las propiedades de mezclado es posible conocer las

propiedades molares parciales de cada uno de los componentes presentes en la

disolución. La propiedad molar parcial del componente i en la solución, nos dicen como

varía la propiedad molar con respecto a la adición del componente i, manteniendo la

cantidad de los demás componente invariantes, todo a temperatura y presión constantes.

Las propiedades molares parciales no solo dependen de la temperatura y presión, sino

también de la composición de la disolución. Un conocimiento completo de estas

propiedades nos permite evaluar tanto las propiedades de la disolución, como la de los

componentes que la forman en su estado puro.

Desde el punto de vista experimental, las propiedades molares parciales se pueden

determinar si se conoce primeramente la propiedad de mezclado correspondiente en todo

el intervalo de composición. En el caso del volumen de mezclado, este puede ser

fácilmente determinado si se conocen las densidades de una serie de disoluciones a

diferente composición.

OBJETIVOS

1. Comprender el concepto y la importancia de las propiedades molares parciales.

2. Determinar experimentalmente el cambio en el volumen molar de mezclado

21

3. Determinar los volúmenes molares parciales de la disolución etanol-agua.


1. Mencionar en qué consisten las propiedades molares parciales.

2. Explicar qué es el volumen molar parcial y porque varía con la composición de una

mezcla.

3. ¿Cuál es la importancia de las propiedades molares parciales?

4. Describir algún método para determinar cantidades molares parciales.

5. Deducir la ecuación de Gibbs-Duhem.





1 micropcnómetro*

2 vasos de precipitado de 20 mL

9 matraces erlenmeyer de 5 o 10 mL con

tapón de hule

2 pipetas graduadas de 2 mL (1/100)

2 jeringas desechables de 3 mL con aguja*

1 termómetro

1 Piseta

1 guante de hule*

Etanol



1. Lavar y secar perfectamente todo el material de vidrio.

2. Determinar la temperatura de trabajo.

3. Pesar el micropicnómetro vacío, después pesar lleno con agua destilada y después

lleno con etanol. Para llenar el micropicnómetro utiliza las jeringas. Para no tener que

secar el picnómetro después de pesarlo con agua, enjuágalo con un poco de etanol.

22

4. Preparar las siguientes soluciones

Solución a b c d e f g h i

2H OV / mL 1.5 1.1 0.8 0.6 0.5 0.4 0.3 0.2 0.1

2 5C H OHV / mL 0.5 0.9 1.2 1.4 1.5 1.6 1.7 1.8 1.9

NOTA. Puede cambiar los volúmenes aquí sugeridos por los que usted considere más

convenientes.

Para medir los volúmenes utilizar una pipeta graduada de 2 mL (1/100) modificada de


5. Pesar el micropicnómetro lleno con cada una de las soluciones.


Todos los residuos de etanol pueden ser vertidos a la tarja

RESULTADOS

T = °C

micropicm g

2micropic H Om g

2 5micropic C H OHm g


2H OV / mL

2 5C H OHV / mL

micropic+solm / g

micropic+solm es la masa del micropicnómetro lleno con solución

23


1. Busque en la literatura la densidad del agua a la temperatura de trabajo. Con este dato

determine el volumen del picnómetro.

2. Calcule la densidad del etanol.

3. Calcule 2H On y

2 5C H OHn en cada solución y con estos datos calcule 2H OX y

2 5C H OHX de

cada una de las soluciones.

4. Calcule la densidad de la disolución sol y el volumen molar de la soluciónsolV de cada

una de las soluciones, incluye al agua y al etanol puros.

5. Calcule el cambio en el volumen molar de mezclado mezV de cada una de las

muestras. Incluye al agua y al etanol puros

6. Trace un grafico mezV vs.

2 5C H OHX . Discuta el comportamiento de la curva obtenida.

7. Trace un gráfico solV vs.

2 5C H OHX

8. Ajuste la gráfica anterior a la siguiente ecuación. 2 5 2 5

2

sol C H OH C H OHV AX BX C

donde A, B y C son parámetros ajustables. NOTA. Aunque la curva parece ser una recta

no lo es.

9. Calcule nuevamente elsolV para cada muestra utilizando la ecuación del punto 8.

10. Con los datos del punto 9 determine 2H OV y

2 5C H OHV para cada una de las muestras,

incluya las sustancias puras.

11. Elabore un grafico 2H OV vs

2 5C H OHX y otro 2 5C H OHV vs

2 5C H OHX

12. Compare sus resultados con los reportados en la literatura.

24

BIBLIOGRAFÍA



USA, 2010.

3. Tong-Chun Bai, Jia Yao, and Shi-Jun Han. J. Chem. Thermodynamics. 30. 1347-1361.

1998


5. H. D. Crockfor, J. W. Nowell, H. W. Baird and F. W. Getzen. Laboratory Manual of

Physical Chemistry. 2nd edithion, John Wiley & Sons. USA 1976.


7. M. Tanaka, G. Girard, R. Davis, A. Peuto and N. Bignell. Metrología. 38, 301-309, 2001.

http://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S0021961498904025



25



VOLÚMENES MOLARES PARCIALES


1.- Prof:

2.- Grupo:

3.- Fecha:

4.-

5.-

T = °C

micropicm g

2micropic HOm g

2 5micropicCHOHm g


2H OV / mL

2 5C H OHV / mL

micropic+solm / g

26

ACTIVIDAD EXPERIEMNTAL No.- 5

ENTALPÍA DE FUSIÓN

INTRODUCCIÓN

Podemos imaginar un sistema formado por un solo componente y dos fases, por ejemplo,

un trozo de hielo flotando en una cierta cantidad de agua líquida, dicho sistema tendrá

sólo un grado de libertad, de acuerdo a la regla de las fases de Gibbs, esto significa que

para describir un estado intensivo sólo requerimos definir una variable intensiva, ya sea T

o P. En un equilibrio sólido-líquido, podemos por ejemplo, modificar la temperatura a la

que están en equilibrio las fases, pero una vez elegida la temperatura, la presión quedará

fija. Ese punto caracterizado por la temperatura y la presión se llama punto de fusión. Una

sucesión de puntos de fusión forman una línea de transición sólido-líquido o simplemente

línea de fusión, a lo largo de esta línea coexisten en equilibrio ambas fases. En el caso del

agua la línea de fusión va desde 273.16K y 611Pa que es el punto triple (hielo I-líquido-

gas), hasta 251.15K y 207.5MPa que corresponde al punto triple (hielo I-hielo III-líquido).

Una transición de fase ocurre por una transferencia de calor entre el sistema y los

alrededores, pero sin movernos de la línea de transición, así un cambio de fase ocurre a

temperatura y presión constante y suele ir acompañado por cambios en distintas

propiedades, como por ejemplo el volumen, la entropía, y en especial estamos

interesados en el cambio de entalpía, al que algunas veces se le llama calor latente, que

es igual a la transferencia de calor que mencionamos arriba.

OBJETIVOS

1. Determinar el cambio de entalpía de fusión para el agua.


1. Definir entalpía y la variación de entalpía de un proceso.

2. Investigar cómo se determina la constante del calorímetro y para qué sirve.

3. Investigar los métodos para determinar cambios de entalpía durante un proceso.

4. Describir diferentes tipos de calorímetros.


27



1 Frasco Dewar

1 Soportes universales

1 Aro de metal

1 Termómetro de precisión de 0 a 100 °C

1 Probeta de 100 mL.

1 Agitador de vidrio

1 Agitador magnético

1 Probeta graduada de 10 mL.

Hielo


CONSTANTE DEL CALORÍMETRO

1. Fijar el termómetro en el tapón horadado del frasco Dewar.

2. Medir 100 mL de agua destilada en una probeta y colocarlos en el frasco Dewar. Tapar

el frasco y medir la temperatura del agua hasta que ésta permanezca constante (aprox. 4

min), registrar el valor de esta temperatura.

3. Calentar agua destilada a una temperatura de 50°C±5°C, esperar hasta que la

temperatura permanezca constante al menos durante dos minutos, registrar el valor de

esta temperatura. Medir 100 mL de esta agua con una probeta, agregarla al frasco Dewar

y taparlo.

4. Medir la temperatura del sistema cada 30 segundos hasta que permanezca constante

(aprox 4min), registrar el valor de esta temperatura.

CALOR DE FUSIÓN

1. Medir 100 mL de agua destilada en una probeta a una temperatura de alrededor de 50

°C ±5°C y colocarlos en el frasco Dewar y tapar. Medir la temperatura hasta que se

alcance el equilibrio térmico (aprox. 4 min), registrar el valor de esta temperatura.

2. Pesar en un vidrio de reloj un trozo de hielo de aproximadamente 20 g, ( Regresar el

hielo al congelador después de pesar y esperar por 15 minutos. Junto con el hielo, colocar

el termómetro dentro del congelador para medir la temperatura. Es muy importante que el

28

hielo este a una temperatura por debajo de –10 ºC y que se conozca la cantidad exacta

de hielo agregada.

3. Añadir el hielo al frasco Dewar y medir la temperatura del sistema cada 30 segundos

hasta que permanezca constante, registrar el valor de esta temperatura.

RESULTADOS


2 , bajaH O TV / mL 2 , altaH O TV / mL 2 , bajaH O TT

/ °C 2 , altaH O TT

/ °C eqT / °C

CALOR DE FUSIÓN

2H OV / mL hielom / g 2H OT

/ °C hieloT / °C eqT /°C

ANALISIS DE RESULTADOS

1. Busque en la literatura la densidad del agua a todas las temperaturas a las que se

trabajo, así como el 2H OCp .

2. Con los datos anteriores y los registrados experimentalmente, determine la constante

del calorímetro (Considerar el 2H OCp del agua constante).

3. Busque en la literatura el hieloCp y con este dato calcule

2,f H OH , de nuevo considerar

el hieloCp constante.

29

BIBLIOGRAFÍA

1. O. Levenspiel. Fundamentos de Termodinámica. Prentice Hall Hispanoamericano S. A.

México, 1997.

2. H. D. Crockfor. Laboratory Manual of Physical Chemistry. John Wiey & Sons. USA,

1975.

3. S.H. Maron y C. F. Prutton. Fundamentos de Fisicoquímica. Limusa. México, 1975.

4. I. N. Levine Fisicoquímica Vol. 1. 5° ed. Mc Graw Hill. España, 2004.

5. D. Farrington. Curso de Fisicoquímica Experimental. Mc.Graw Hill. México, 1972.


30



ENTALPÍA DE FUSIÓN.


1.- Prof:

2.- Grupo:

3.- Fecha:

4.-

5.-

RESULTADOS


2 , bajaH O TV / mL 2 , altaH O TV / mL 2 , bajaH O TT

/ °C 2 , altaH O TT

/ °C eqT / °C

CALOR DE FUSIÓN

2H OV / mL hielom / g 2H OT

/ °C hieloT / °C eqT /°C

31


ENTALPÍA DE EBULLICIÓN

INTRODUCCIÓN

En muy ocasiones el equilibrio se puede considerar cuando se tiene un sistema de un

solo componente, sin embargo esto es importante porque las bases para comprender el

equilibrio en sistemas multicomponentes.

Cuando se tiene un sistema formado por un componente, suelen utilizarse diagramas de

fases para ilustrar su comportamiento termodinámico. En este tipo de sistemas se suele

hablar del equilibrio de fases, que ocurre cuando el valor del potencial químico del

componente en cada fase es el mismo. Establecer equilibrio de fases implica definir la

temperatura y la presión del sistema a la cual coexisten dos o tres fases simultáneamente.

El equilibrio de fases lleva implícito el concepto de transición de fase; dichas transiciones

de fase aparecen con mucha frecuencia en nuestra vida cotidiana, desde la ebullición del

agua en una cafetera, hasta el derretimiento de los glaciares en los polos.

En este experimento solo estudiaremos con la ayuda de la ecuación de Clapeyron el

equilibrio entre un líquido y un gas, determinando las temperaturas y las presiones a las

cuales se encuentran en equilibrio; también estudiaremos los distintos modelos que

predicen el equilibrio líquido-vapor

OBJETIVOS

1. Determinar la presión de vapor, aplicando la ecuación del gas ideal.

2. Aplicar la ecuación de Clausius-Clapeyron al equilibrio liq-vap.

3. Determinar las ecuaciones de Antoine para el equilibrio líquido-vapor.


1. ¿Qué es la presión de vapor?

2. Deduce la ecuación de Clapeyron e indica su importancia.

3. Integra la ecuación de Clausius-Clapeyron, indicando las aproximaciones y

suposiciones realizadas.

4. ¿Cuáles son las ecuaciones de Antoine, Harlacher y Liley?

32




1 Soporte universal

3. pinzas con nuez

1 Termómetro de precisión de 0 a 100 °C

1 Vaso de precipitados de 2 litros

1 Agitador de vidrio

1 Agitador magnético

1 Probeta graduada de 10 mL.

1 Parrilla con agitador. Hielo


1. Introducir la probeta invertida al vaso de precipitados de 2 L que se ha llenado

previamente con agua. Una muestra de 4 a 4.5 mL de aire deberá quedar atrapada dentro

de la probeta. La probeta deberá quedar completamente sumergida en el agua. Ver figura

11.

2. Colocar el termómetro en el agua, el bulbo del termómetro deberá quedar a la altura del

aire atrapado en la probeta.

3. Agregar hielo al vaso hasta que la temperatura esté por debajo de 3°C, (utilice hielo

para este fin). Medir el volumen de aire atrapado en la probeta y la temperatura.

4. Retirar el hielo y agregar agua suficiente para que la probeta quede completamente

sumergida en el agua.

5. Calentar y agitar hasta que la temperatura este por encima de 30°C y volver a medir la

temperatura y el volumen.

6. Seguir calentando y agitando. Toma mediciones adicionales de temperatura y volumen.

En total se deben tener 12 lecturas, siendo la ultima por encima de 75°C.

33

Figura 11. Montaje experimental para la determinación de la presión de vapor.


P =

1 2 3 4 5 6 7 8 8 10 11 12

T / °C

aireV / mL


1. Investigue el valor de la presión atmosférica del lugar donde llevo a cabo el

experimento.

2. Asumiendo que la presión de vapor del agua es despreciable con relación a la presión

atmosférica a bajas temperaturas. Determine airen a la temperatura más baja.

34

3. Calcule la presión parcial de aire y la presión de vapor del agua para cada lectura.

4. Elabore un gráfico de 2H OP vs T y ajustar estos datos a la ecuación de Antoine. Si tiene

duda de cómo se hace esto, pregunte a su asesor.

4. A partir del ajuste anterior y de la ecuación de Clausuis-Clapeyron, determine el

2,eb H OH a cada temperatura.

5. Elabore un gráfico 2,eb H OH vs T, y compárelo con lo reportado en la literatura.

35

BIBLIOGRAFÍA


USA, 2010.

2. J. M. Smith, H. C. Van Ness y M. M. Abbot. Introducción a la Termodinámica para

Ingeniería Química. Mc. Graw–Hill, 7° Ed. México, 2007


4. B. E. Poling, J. M. Prausnitz and J. P. O´Connell. The Properties of gases and Liquids.

Mc. Graw–Hill. 5th edition. USA 2000.

5. K. J. Laidler y J. H. Meiser. Fisicoquímica, Compañía Editorial Continental, México

1997.



36



ENTALPÍA DE EBULLICIÓN


1.- Prof:

2.- Grupo:

3.- Fecha:

4.-

5.-

P =

1 2 3 4 5 6 7 8 8 10 11 12

T / °C

aireV / mL

37

PRÁCTICA No.- 7

PROPIEDADES COLIGATIVAS.

INTRODUCCIÓN

Cuando se agrega un soluto no volátil a un disolvente volátil, las propiedades de la

solución formada difieren de aquellas del disolvente puro. Ya que el soluto es no volátil, la

condición de equilibrio establece que el potencial químico del disolvente en la fase líquida

deber ser igual al potencial químico del disolvente en la fase vapor (puro), esto trae como

consecuencia dos cosas, la primera es que la presión de vapor de la solución es menor

que la del disolvente puro, a esto se le llama disminución de la presión de vapor, la otra

consecuencia es que la temperatura de ebullición de la solución sea mayor que la del

disolvente puro, esto se conoce como aumento en la temperatura de ebullición. Si

también se considera que el soluto y el disolvente no forman soluciones en fase sólida,

una ves más el potencial químico del disolvente en la fase líquida deber ser igual al

potencial químico del disolvente en la fase sólida (puro), la consecuencia es que la

temperatura de fusión de la solución es menor a la del disolvente puro, esto es la llamada

disminución de la temperatura de fusión. Otro fenómeno que se presenta es el de la

presión osmótica, el cual permite que una solución ascienda grandes alturas, si esta está

en contacto con el disolvente puro a través de una membrana permeable solo al

disolvente. A este conjunto de cuatro propiedades se le conoce como propiedades

coligativas. La determinación exacta de estas cuatro propiedades dependerá del modelo

que se elija para su estudio, estos pueden ser el de una solución ideal, una solución ideal

diluida o el de una solución real.

El descenso del punto de fusión es una de las propiedades coligativas de soluciones que

puede medirse con más exactitud y facilidad, aunque el procedimiento se limita a

temperaturas bajas, donde la solubilidad es menor. Lo anterior se logra mediante curvas

de enfriamiento para el disolvente puro y para la solución.

OBJETIVOS

1. Observar el descenso en la temperatura de fusión de una solución.

2. Determinar la masa molar de un soluto por medio de una propiedad coligativa.

38


1. Explica que se entiende por propiedades constitutivas y por propiedades coligativas.

Dar al menos cuatro ejemplos de cada tipo.

2. Discute cada una de las propiedades coligativas.

3. Escribe y describe las ecuaciones para calcular las propiedades coligativas

considerando a la solución como ideal y como diluida ideal.





1 Termómetro de precisión 0.1°C

2 Vasos de precipitados de 600 ml

2 Termómetros

1 Vaso de precipitados de 10 mL

1 Espátula

1 cronómetro*

1 pipeta Pasteur

1 lupa

1 Tubo de ensayo 15 x 2cm

Papel encerado

1 balanza analítica

1 Parrilla

1 Termostato

Alcohol Terbutílico

Benzofenona



1. En los vasos de 600 mL, preparar dos baños de temperatura constante a 40°C y 15°C

aproximadamente.

2. En el tubo de ensayo colocar 5 g de terbutanol. Es muy importante conocer la cantidad

de terbutanol que se colocó en el vaso con una precisión de 0.0001g. Nota: si el alcohol

se encuentra cristalizado, fundirlo en el baño de agua caliente, para su medición

3. Sumergir el tubo que contiene el terbutanol en el baño de agua caliente y esperar a que

la temperatura llegue a un valor entre 38 y 40 °C.

39

4. Trasferir el tubo al baño de agua fría y tome una lectura de la temperatura cada 15 s,

después de observar que la temperatura se mantiene constante durante uno o dos min.

Tomar 6 lecturas más, aún cuando la temperatura continúe disminuyendo.

5. Repetir los puntos 3 y 4 dos veces más.

6. Al tubo con terbutanol fundido agregar de 100 a 200 mg de benzofenona sólida

utilizando un papel encerando. La muestra no debe de quedar adherida a las paredes de

tubo. Es muy importante conocer la cantidad de benzofenona que se coloco en el tubo

con una precisión de 0.0001g

7. Repetir los puntos 3 y 4 por triplicado para este sistema. Nota: a diferencia del

disolvente puro, la temperatura de la solución no permanece constante durante la

cristalización,

8. En el otro tubo de ensayo colocar 5 g de terbutanol y de 100 a 200 mg de la muestra

problema. Es muy importante conocer la cantidad de terbutanol y muestra problema que

se colocan en el vaso con una precisión de 0.0001g

9. Repetir los puntos 3 y 4 por triplicado para este sistema.


Todos los residuos se depositarán en un frasco etiquetado como residuos de alcoholes

40

TABLA DE RESULTADOS EXPERIMENTASLES

a) terbutanol

Ensayo 1 Ensayo 2 Ensayo 3

t / s T / °C t / s T / °C t / s T / °C

0 0 0

41

b) terbutanol / benzofenona

terbutanolm g benzofenonam g


t / s T / °C t / s T / °C t / s T / °C

0 0 0

42

c ) terbutanol / muestra problema

terbutanolm g muestram g


t / s T / °C t / s T / °C t / s T / °C

0 0 0

43


1. Trace las curvas de enfriamiento (T vs t) del disolvente y de las soluciones, y a partir de

éstas determine la temperatura de fusión del terbutanol, de la solucion terbutanol-

benzofenona y de la solución terbutanol-muestra. La temperatura de fusión para el

componente puro es aquella donde la temperatura permanece constante, aunque

después disminuya

2. Calcule la constante crioscópica Kf del terbutanol a partir de los siguientes datos

reportados en la literatura 298.5fusT K y 6.782 /fusH kJ mol

3. Calcule la molalidad de la bezofenona en la solución que preparó.

4. Con los valores de disminución de punto de congelación obtenidos por la adición de

benzofenona y asumiendo que la solución se comporta como una solución diluida ideal,

calcule la constante crioscópica Kf y compárelo con el calculado en el punto 2.

6. Utilizando el Kf del punto 4, determine la masa molar de la muestra problema.

7. Investigue el valor de la constante ebulloscópica Kb del terbutanol y obtenga el

incremento en la temperatura de ebullición que se observaría experimentalmente con la

benzofenona.

8. ¿Qué presión osmótica generaría la adición de benzofenona?

9. ¿Cuál sería la disminución de presión de vapor del terbutanol?

44

BIBLIOGRAFÍA


USA, 2010.





5. Perry’s Chemical Engineers´Handbook. 8° Edition. McGraw-Hill. 2007.

6. http://webbook.nist.gov/chemistry/form-ser.html

7. N De Never. Physical and Chemical Equilibrium for Chemical Engineers, John Wiley &

Sons, Inc. 2nd Edithion. USA, 2002.

http://webbook.nist.gov/chemistry/form-ser.html

45


PRÁCTICA No.- 7

PROPIEDADES COLIGATIVAS.


1.- Prof:

2.- Grupo:

3.- Fecha:

4.-

5.-

46


a) terbutanol


t / s T / °C t / s T / °C t / s T / °C

0 0 0

47

b) terbutanol / benzofenona

terbutanolm g benzofenonam g


t / s T / °C t / s T / °C t / s T / °C

0 0 0

48

c )Terbutanol / muestra problema

terbutanolm g muestram g


t / s T / °C t / s T / °C t / s T / °C

0 0 0

49

PRÁCTICA No- 8

SOLUCIONES IDEALES

INTRODUCCIÓN

En una solución líquida formada por los componentes A y B existen interacciones

intermoleculares, las cuales no pueden ser ignoradas. El modelo de solución ideal es

aquel en el que las moléculas de las distintas especies químicas son tan parecidas una a

otras que las moléculas de un componente pueden sustituir a las moléculas de otro

componente sin que se produzca variación alguna en las propiedades de la solución. Para

que lo anterior se cumpla, las interacciones intermoleculares entre los distintos pares de

moléculas (A-A, A-B, B-B) deben de ser iguales. En el sentido estricto de la palabra, las

soluciones ideales no existen, pero se conocen pares de componentes que tienen un

comportamiento casi igual al de una solución ideal, ejemplos de estos son los pares

Benceno-Tolueno, C2H5Cl-C2H5Br, C(CH3)4- Si(CH3)4, etc.

El modelo de solución ideal sirve como base para el estudio de las soluciones reales, las

desviaciones del comportamiento ideal se deben a las diferencias entre las interacciones

moleculares, así que estas diferencias nos proporcionan información acerca de las

interacciones.

En este experimento estudiaremos el equilibrio líquido-vapor de una solución ideal, sin

embargo, en la mayoría de las soluciones consideradas como ideales, los componentes

tienen elevada toxicidad, por lo tanto hemos optado por una solución que si bien es

considerada real, su comportamiento es lo suficientemente cercano al ideal para cumplir

nuestros objetivos.

OBJETIVO

1. Obtener datos experimentales del equilibrio liquido vapor, para una mezcla binaria ideal

y construir el diagrama de equilibrio T vs X


1. Explique qué entiende por punto de rocío y punto de burbuja.

2. Explique las diferencias entre una solución ideal y una real.

50

3. Describa el método para construir el diagrama P vs X a temperatura constante y T vs X

a presión constante para una solución ideal, en el segundo caso utilizando la ecuación de

Antoine.





1 Kit de destilación a microescala

1 termómetro

1 Pipeta graduada de 10 mL


1 Piseta

2 Jeringas de 3 mL nuevas*

1 Refractómetro

1 Mantilla

1 Reóstato

Metanol


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

ESTA SESIÓN REQUIERE EL USO OBLIGATORIO DE LENTES DE SEGURIDAD

1. En esta sesión experimental se utilizará la curva patrón de la mezcla agua- metanol que

realizaste en la práctica de índice de refracción y densidad.

2. Armar el dispositivo de destilación simple con el microkit. Ver figura 11.

3. Colocar unas piedras de ebullición en el matraz.

4. Con una pipeta graduada de 10 mL, añadir 10 mL de metanol al matraz. Calentar el

metanol y medir la temperatura de ebullición (cuando ésta permanece constante).

5. Con la misma pipeta graduada de 10 mL, añadir al matraz 1 mL de agua (tenga

cuidado al añadir el agua ya que si lo añade por las paredes, es posible que el

matraz se rompa)

6. Calentar la solución y cuando esta alcance la temperatura de ebullición (cuando ésta

permanece constante), sólo cuando esto suceda, tomar una muestra del destilado y medir

su índice de refracción, sin que la temperatura cambie, tomar una muestra del residuo que

todavía se encuentra en el matraz (utilice una jeringa) y medir su índice de refracción.

51

Regresar el destilado al matraz (tenga cuidado al regresar el destilado al matraz, ya

que si lo añade por las paredes, es posible que el matraz se rompa).

7. Añadir 2 mL de agua a la solución que se encuentra en el matraz.

8. Repetir el procedimiento del punto 4.

9. Hacer adiciones sucesivas de agua de 2 mL, 2 mL y 11 mL. En cada adición medir la

temperatura de ebullición, el índice de refracción del destilado y del residuo que quede en

el matraz.

10. Medir la temperatura de ebullición del agua como en el punto 3.

Figura 11. Dispositivo de destilación


Todos los residuos de metanol deberán ser depositados en un frasco etiquetado como

residuos de alcoholes

52


Destilación destilado residuo Teb

CH3OH --- ---

1

2

3

4

5

H2O --- ---


1. Busque en la literatura los coeficientes de la ecuación de Antoine para el H2O y CH3OH.

Con estos datos elabore el diagrama T vs X a la presión donde realizó el experimento,

asuma que la solución es ideal.

2. Utilizando su curva patrón y con los índices de refracción de la fase vapor (destilado) y

de la fase líquida (residuo), Calcule 2H OX y

2H OY a cada temperatura.

3. Con ayuda de los datos anteriores, elabore el diagrama T vs X sobre el anterior, sin

olvidar los datos de los componentes puros.

4. Calcule el mezG en todo el intervalo de composición y elabore un gráfico

mezG vs

2H OX

53

BIBLIOGRAFIA.

1. Daniels F. Curso de Fisicoquímica Experimental 7ª. Ed. Mc Graw Hill, México 1972.

2.- J. M. Prausnitz. Computer Calculations for Multicomponent Vapor-Liquid Equilibra.

Prentice Hall. Inc. N.J. 1967.


Mc. Graw–Hill. Fifth edition. USA 2000.

4. R. Balzhiser, M. Samuel and J. Eliassen, Chemical Engineering Thermodynamics.

Prentice Hall, Inc. USA. 1972.

5. J.M. Smith, H. C. Van Ness y M. M. Abbot. Introducción a la Termodinámica para

Ingeniería Química. Mc. Graw–Hill, 7° Ed. México, 2007.

54


PRÁCTICA No.- 8

SOLUCIONES IDEALES


1.- Prof:

2.- Grupo:

3.- Fecha:

4.-

5.-


CH3OH --- ---

1

2

3

4

5

H2O --- ---

55

PRÁCTICA No- 9

AZEÓTROPO

INTRODUCCIÓN

La destilación es la común de las operaciones de separación de mezclas binarias dentro

de la industria química. El correcto diseño de las columnas de destilación requiere de

datos precisos del equilibrio líquido vapor y el uso de métodos generalizados que

predigan satisfactoriamente las propiedades de la mezcla.

La primera aproximación que se hace para estudiar el equilibrio líquido vapor es suponer

la idealidad, tanto en fase liquida como gaseosa. Las mezclas reales que se apartan un

poco de este comportamiento pueden separarse fácilmente mediante una destilación

fraccionada. Si la diferencia entre el modelo ideal y la solución real es grande, es posible

que el sistema presente lo que se llama un azeótropo, el cual ocurre cuando una solución

real se comporta como si fuera un componente puro, es decir, no se puede separar por

medio de una destilación fraccionada. En tales casos se requiere tomar en cuenta la no

idealidad de la fase líquida, si se quiere ser todavía más preciso será necesario

considerar a la fase vapor como real, sin embargo en muchos estudios del equilibrio

liquido vapor, este se realiza a presiones menores de 1 atm, lo cual permite suponer que

la fase gaseosa es ideal. En este experimento pretendemos predecir el comportamiento

de la solución asumiendo un comportamiento real, mediante los modelos de Margules y

Van Laar.

OBJETIVO

1. Obtener datos experimentales del equilibrio liquido vapor, para una mezcla binaria ideal

y construir el diagrama de equilibrio T vs X


1. Explique porqué algunas soluciones presentan desviaciones positivas y otras presentan

desviaciones negativas.

56

2. Explique qué es la actividad y el coeficiente de actividad y como se relacionan con las

propiedades de exceso y la utilidad que tienen en la descripción del equilibrio líquido

vapor.





1 Kit de destilación a microescala

1 termómetro

1 Pipeta graduada de 10 mL


1 Piseta

2 Jeringas de 3 mL nuevas*

1 Mantilla

1 Reóstato

1-Propanol


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

ESTA SESIÓN REQUIERE EL USO OBLIGATORIO DE LENTES DE SEGURIDAD

1. En esta sesión experimental se utilizará la curva patrón para la mezcla agua-propanol

que realizaste en la práctica índice de refracción y densidad.

2. Armar el dispositivo de destilación como en la figura 11.

3. Coloque unas piedras de ebullición en el matraz.

4. Con una pipeta graduada de 10 mL, añada 10 mL de agua al matraz. Caliente el agua y

mida la temperatura de ebullición (cuando ésta permanece constante).

5. Con la misma pipeta graduada de 10 mL, añada al matraz 3 mL de n-propanol (tenga

cuidado al añadir el n-propanol ya que si lo añade por las paredes, es posible que el

matraz se rompa)

6. Caliente la solución y cuando esta alcance la temperatura de ebullición (cuando ésta

permanece constante), sólo cuando esto suceda, toma una muestra del destilado y mide

su índice de refracción, sin que la temperatura cambie, toma una muestra del residuo que

todavía se encuentra en el matraz (utilice una jeringa) y mide su índice de refracción.

57

Regresar el destilado al matraz (tenga cuidado al regresar el destilado al matraz, ya

que si lo añade por las paredes, es posible que el matraz se rompa)

7. Añada 3 mL de n-propanol a la solución que se encuentra en el matraz.

8. Repita el procedimiento del punto 6.

9. Haga adiciones sucesivas de n-propanol de 4 mL, y 3 mL. En cada adición, mida la

temperatura de ebullición, el índice de refracción del destilado y de la solución que quede

en el matraz, como en el punto 6.

10. Repita el procedimiento desde el punto 1, solo que ahora de inicio coloque en el

matraz 7 mL de propanol y añada los siguientes volúmenes de agua, 0.2 mL, 0.3mL, 0.5

mL y 1 mL.


Todos los residuos de 1-propanol deberán ser depositados en un frasco etiquetado como

residuos de alcoholes



H2O --- ---

1

2

3

4

5

6

7

8

C3H8OH --- ---

58


1. Utilizando la curva patrón y con los índices de refracción de la fase vapor (destilado) y

de la fase líquida (residuo), Calcule 2H OX y

2H OY a cada temperatura.

2.- Elabora el diagrama T vs X sin olvidar los datos de los componentes puros.

3. Busque en la literatura los coeficientes de la ecuación de Antoine para el H2O y

C3H7OH

4. Utilice la ecuación de Antoine para evaluar las presiones de vapor de los componentes

puros y calcule 2H O y

3 7C H OH para todas las composiciones.

5. Calcule el mezG y /EG RT en todo el intervalo de composición y elabore los gráficos

mezG vs 2H OX y /EG RT vs

2H OX .

6. Elabore un gráfico 2 3 7

/E

H O C H OHG RTX X vs 2H OX y a partir de este calcule los

parámetros de Margules.

7. Elabore un gráfico 2 3 7

/ E

H O C H OHRTX X G vs 2H OX y a partir de este calcule los

parámetros de Van Laar

8. Compare sus resultados con lo reportado en la literatura.

59

BIBLIOGRAFÍA.

1. Daniela F. Curso de Fisicoquímica Experimental 7ª. Ed. Mc Graw Hill, Mexico 1972.

2.- J. M. Prausnitz. Computer Calculations for Multicomponent Vapor-Liquid Equilibra.

Prentice Hall. Inc. N.J. 1967.



4. R.E. Balzhizer, M. R. Samuels y J. D. Eliassen. Termodinámica química para

ingenieros. Prentice Hall International. USA, 1972.

5. J. M. Smith, H. C. Van Ness y M. 5. J. M. Smith, H. C. Van Ness y M. M. Abbot.

Introducción a la Termodinámica para Ingeniería Química. Mc. Graw–Hill, 7° Ed. México,

2007.

6. C, Gabaldón, P. Marzal, J. B. Montón, and M. A. Rodrigo, J. Chem. Eng. Data 1996, 41,

1176-1180.

60


PRÁCTICA No.- 6

AZEÓTROPO


1.- Prof:

2.- Grupo:

3.- Fecha:

4.-

5.-

DESTILACIÓN


H2O --- ---

1

2

3

4

5

6

7

8

C3H8OH --- ---

61

PRÁCTICA No.- 10

EQUILIBRIO LÍQUIDO-LÍQUIDO TERNARIO

INTRODUCCIÓN

Para realizar un diagrama de fases para un sistema formado por tres componentes

requeriríamos de 4 dimensiones, cosa que resulta imposible, pero si mantenemos

constantes dos variable, es posible realizar un diagrama bidimensional, usualmente la

temperatura y la presión son mantenidas constantes, las dos dimensiones corresponden a

las composiciones de dos de los tres componentes.

Tradicionalmente, los diagramas de fases de tres componentes se han hecho en un

diagrama triangular a temperatura y presión constante, donde cada lado del triangulo

corresponde a la composición de un componente. Dependiendo de la miscibilidad de cada

par de componentes, dependerá la forma del diagrama de fases. El caso más simple es

aquel donde los tres componentes son miscibles. El caso que nos interesa es aquel

donde un par de componentes son parcialmente miscibles. Es este caso supongamos que

mezclamos estos dos componentes, teniendo como resultado dos fases, si ahora

añadimos un tercer componente, este se distribuirá en las dos fases, aquí hablamos de

tres composiciones, una es la composición global del sistema que se calcula a partir de

las cantidades de los tres componentes que se mezclaron inicialmente, Las otras dos

composiciones corresponden a las dos fases que se formaron, si graficamos estas tres

composiciones en un diagrama triangular, estas deberán unirse por una línea recta, que

es llamada línea de unión, podemos realizar más mediciones variando las cantidades

iniciales de los tres componentes y obtener más líneas de unión. Si uniéramos los

extremos de las distintas líneas de unión el resultado es conocido como la línea de

saturación, dicha línea de saturación encierra un área (en forma de campana) dentro de la

cual existen dos fases y fuera de esta campana el sistema solo presenta una fase.

La complejidad de este tipo de diagramas crece dependiendo de la miscbilidad de cada

par de componentes.

OBJETIVOS

1. Estudiar un sistema de tres componentes líquidos, con formación de un par de líquidos

parcialmente miscible.

62

2. Determinar experimentalmente el equilibrio líquido-líquido para sistemas de 3

componentes y construir un diagrama de composición triangular.


1. Investigue los diferentes tipos de equilibrio que se presentan en sistemas compuestos

de tres componentes líquidos que presentan miscibilidad parcial.

2. Describa el método para trazar gráficos en coordenadas triangulares.

3. Averigüe las densidades de cloroformo, agua y ácido acético a 25°C.





1 Soporte universal

1 Pinzas para bureta

1 Pipeta volumétrica de 1 mL

1 Pipeta volumétrica de 2 mL

2 Pipetas volumétricas de 10 mL

2 Pipetas graduadas de 2 mL (1/100)

1 Matraz erlenmeyer de 25 mL

4 Matraces erlenmeyer de 10 mL con

tapón de hule

2 vasos de precipitados de 10 mL

1 Bureta de 10 mL

1 vidrio de reloj

1 matraz aforado de 50 mL

1 Embudo de separación

3 Jeringas nuevas de 3 mL con aguja*

1 Termómetro

1 Micropicnómetro*

1 Microagitador magnético*

1 Parrila con agitador Ac. Acético

Cloroformo

Hidróxido de

sodio

Indicador de

fenolftaleina


63


DETERMINACIÓN DE LA CURVA DE SOLUBILIDAD

1. En el matraz de 25 mL, verter con una pipeta volumétrica, 2 mL de CHCl3, con una

pipeta graduada de 2 mL (1/100), añadir 0.1 mL de H2O; Agitar está mezcla y observar

cierta turbidez (esto indica la presencia de dos fases), agregar gota a gota CH3COOH

desde una pipeta graduada de 2 mL (1/100) agitando durante todo el proceso hasta que la

mezcla turbia se vuelva una solución. Las pipetas graduadas deben ser modificadas de


2. A este mismo matraz adicionar 0.05 mL de H2O, para obtener nuevamente una mezcla

turbia, repetir la valoración con ácido acético hasta que la mezcla turbia se vuelva una

solución.

3. Repetir el mismo proceso que en los pasos anteriores, con las cantidades indicadas en

la siguiente tabla.

Mezcla a b c d e f g h i j

3CHClV / mL 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2H OV / mL (ag) 0.10 0.05 0.10 0.15 0.20 0.40 1.00 2.00 2.00 2.00

(ac) 0.10 0.15 0.25 0.40 0.60 1.00 2.00 4.00 6.00 8.00

(ag) significa agregado y (ac) acumulado. El volumen de CHCl3 permanece

constante a lo largo del experimento.

Los volúmenes aquí mostrados pueden ser cambiados por los que considere más

apropiados.

DETERMINACIÓN DE LAS LINEAS DE REPARTO

Preparar las siguientes mezclas en embudos de separación (utilice las pipetas

volumetricas), tapar y agitar. Dejar reposar por lo menos 90 min para que las fases se

separen. Se recomienda llevar a cabo esta parte al inicio de la sesión. Estas cantidades

son suficientes para dos equipos

Mezcla 3CHClV / mL

2H OV / mL 3CH COOHV / mL

K 10 10 2

L 10 10 6

64

1. Separar las fases (fase acuosa y fase orgánica) con ayuda de un embudo de

separación.

2. Determinar la densidad de ambas fases utilizando el método del picnómetro.

3. Preparar 50 mL de [NaOH]=0.5M. Esta cantidad de solución es suficiente para dos

equipos.

4. Valorar 1 mL de fase acuosa de la mezcla “K” con la solución de NaOH y utilizando la

fenolftaleina como indicador.

4. Repetir el procedimiento para la fase acuosa de la mezcla “L”. El volumen de la alícuota

de la fase acuosa y la concentración de NaOH pueden ser cambiados si así lo considera

necesario el profesor.


Los residuos que contengas cloroformo, deberán ser depositados en un frasco etiquetado

como residuos de cloroformo. Los residuos de ácido acético deberán se depositados en

un frasco etiquetado como solución acuosa ácida.

RESULTADOS

CURVA DE SOLUBILIDAD

T = °C


3CHClV / mL

2H OV / mL (ag)

(ac)

LINEAS DE REPARTO

Mezcla 3CHClV / mL


K

L

65

micropicm g

2micropic H Om g

, ,micropic f ac Km g , ,micropic f ac Lm g

, ,micropic f org Km g , ,micropic f org Lm g

Valoración de la fase acuosa

[NaOH] = M

Mezcla alicuotaV / mL NaOHV / mL

K

L


1. Busque en la literatura las densidades del CHCl3, H2O y CH3COOH a la temperatura de

trabajo.

2. Con los datos anteriores calcule la fracción mol de cada componente de las mezclas

(de “a” a “j”).

3. Asumiendo que el agua y el cloroformo son inmiscibles y con los datos del punto 2

construya la curva de solubilidad en un diagrama triangular.

4. Calcule la composición global del las mezclas “K” y “L” y grafique estos puntos en el

diagrama anterior.

5. Calcule el 3CH COOHn en la alícuota (mezclas “K” y “L”) que valoró con NaOH.

6. Considerando que el volumen de una solución es igual a la suma de los volúmenes de

los componentes puros, determine 3CH COOHX ,

2H OX y 3CHClX en la alícuota (fase acuosa)

de las mezclas “K” y “L”. Grafique estos datos en el diagrama del punto 3.

7. A partir de las fracciones mol anteriores, las cantidades iniciales de los tres

componentes y de la densidad de la fase orgánica, calcule ,f acn para las mezclas “K” y

“L”. No confundir las cantidades de la fase acuosa, con las cantidades de la alícuota.

8. Con el dato anterior y las fracciones mol del punto 6, calcule 3CH COOHn ,

2H On y 3CHCln en

la fase acuosa para las mezclas “K” y “L”.

66

9. A partir de las cantidades iniciales y de los datos del punto anterior calcule 3CH COOHn ,

2H On y 3CHCln en la fase orgánica para las mezclas “K” y “L”.

10. Finalmente calcule 3CH COOHX ,

2H OX y 3CHClX en la fase orgánica y grafique estos datos

en el diagrama triangular. Si los resultados son correctos, las coordenadas que indican la

composición global, la composición de la fase acuosa y la composición de la fase

orgánica, se deben de unir por una línea recta.

11. Compare sus resultados con lo reportado en la literatura.

67

BIBLIOGRAFÍA.

1. R. E. Treybal. Mass Transfer operations. 3th edition. McGraw Hill, USA, 1980.

2. R. E. Treybal. Liquid Extraction. McGraw Hill, USA, 1951

3. J. C. King. Separation Processes. 2nd Edition. McGraw Hill. USA, 1981

4. Perry’s Chemical Engineers´Handbook. 8° Edition. McGraw-Hill, 2007

5. M. Urquiza. Experimentos de Fisicoquímica. Limusa-Wiley, México, 1969

6. K. P. Mischenko. Prácticas de Química Física. Mir, URSS, 1985

7. I. N. Levine. Fisicoquímica. 5° Ed. McGraw-Hill, España, 2004.

8. A. V. Brancker, T. G. Hunter and W. Nash. J. Phys. Chem. 44 (6), 683–698, 1940

68


PRÁCTICA No.- 10

EQUILIBRIO TERNARIO


1.- Prof:

2.- Grupo:

3.- Fecha:

4.-

5.-

CURVA DE SOLUBILIDAD

T = °C


3CHClV / mL

2H OV / mL (ag)

(ac)

LINEAS DE REPARTO

Mezcla 3CHClV / mL


K

L

micropicm g

2micropic H Om g

, ,micropic f ac Km g , ,micropic f ac Lm g

, ,micropic f org Km g , ,micropic f org Lm g

69

Valoración de la fase acuosa

[NaOH] = M

Mezcla alicuotaV / mL NaOHV / mL

K

L

70

PROYECTO

Elaborar un proyecto escrito en el que se fundamente la organización, estructuración y

viabilidad de la propuesta de investigación, que además permita evaluar el proceso

metodológico propuesto en la solución del problema; este escrito quedará como

constancia de trabajo a ser desarrollado experimentalmente. Al finalizar el semestre

deberá entregar el informe final completo, incluyendo resultados y análisis así como las

conclusiones finales del proyecto. Los proyectos pueden ser de varios tipos

1) Rediseño o mejoramiento de un experimento de este manual.

2) Reproducción de una investigación publicada en la literatura especializada.

3) Rediseño o mejoramiento de un proceso industrial.

Los proyectos se realizaran de acuerdo a las siguientes etapas

1) DEFINICIÓN DEL PROYECTO

Esta etapa consiste en una investigación bibliográfica, hemerográfica y/o cibergráfica,

para después presentar al profesor los posibles proyectos a realizar. El profesor dará el

visto bueno en función de los objetivos y de la viabilidad, dependiendo de los recursos

materiales con los que cuenta el laboratorio.

2) PROTOCOLO DEL PROYECTO

Una vez obtenido la autorización para la realización del proyecto, se deberá entregar el

Protocolo del Proyecto, el cual debe contener lo siguiente:

a) Una carátula donde se indique Nombre del proyecto, Laboratorio, Grupo, Semestre e


b) Introducción

c) Antecedentes

d) Justificación

e) Planteamiento del problema e hipótesis

f) Objetivos

g) Desarrollo experimental

En el desarrollo experimental se deberá incluir la secuencia metodológica, materiales y

equipo, respecto al equipo que puede ser usado, este puede ser todo aquel que se

encuentre disponible en el laboratorio, (pH-metro, conductímetros, espectrofotómetros,

71

refractómetros, etc.), resultados esperados y/o tratamiento de los mismos y cuando el

proyecto lo permita un tratamiento estadístico.

h) Conclusiones

i) Bibliografía

En el caso de la bibliografía deberá ser presentada de acuerdo a lo siguiente:

Para libros. Autores, Titulo, Edición, Editorial, País, Año.

Para Publicaciones especializadas. Autores, Titulo de la revista, Número, Volumen,

Páginas, Año

Para Cibergrafía se deberá escribir la dirección completa indicando fecha de consulta

3) EXPERIMENTACIÓN

Por motivos de calendario, la experimentación se debera realizar en una sola sesión

experimental

4) TRATAMIENTO Y/O DISPOSICIÓN DE RESIDUOS.

5) INFORME

Al termino del proyecto los autores deberán entregar un informe el cual deberá contener el

siguiente formato

a) Nombre del proyecto

b) Autores

c) Introducción (Marco teórico)

d) Objetivos

e) Equipo, materiales y reactivos

f) Metodología

g) Resultados

h) Análisis y/o tratamiento de resultados

i) Conclusiones

j) Bibliografía

6) PRESENTACIÓN DEL PROYECTO

Los resultados del proyecto deberán ser presentados ante el grupo por todos los autores,

al término de la presentación se contará con una sesión de preguntas y respuestas. Las

respuestas dadas por los autores serán tomadas en cuenta para la evaluación.

fisicoquimica de soluciones

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