guias de lab. fisicoquimica i

1994 - 2002

UNIVERSIDAD DE CORDOBA

FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS E INGENIERIAS

PROGRAMA DE QUIMICA

FISICOQUIMICA I

MANUAL DE PRÁCTICAS DE FISICOQUIMICA I

Montería – Córdoba

2005

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TABLA DE CONTENIDO

PRACTICA N°1. LEY DE BOYLE ..................................................................... 4 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA ................................................................ 4 2. MATERIALES Y REACTIVOS ................................................................... 4 3. FUNDAMENTACION TEORICA ................................................................ 4 4. DESARROLLO EXPERIMENTAL .............................................................. 6 5. CUESTIONARIO DE APLICACION ........................................................... 6 6. BIBLIOGRAFIA .......................................................................................... 7

PRACTICA N°2. MASA MOLECULAR DE UNA SUSTANCIA VOLATIL ....... 8 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA ................................................................ 8 2. MATERIALES Y REACTIVOS ................................................................... 8 3. FUNDAMENTACION TEORICA ................................................................ 8 4. DESARROLLO EXPERIMENTAL ............................................................ 10 5. CUESTIONARIO DE APLICACION ......................................................... 10 6. BIBLIOGRAFIA ........................................................................................ 11

PRACTICA N°3. DETERMINACIÓN DE PESOS MOLECULARES, METODO DE DUMAS DE GASES ................................................................................... 12

1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA .............................................................. 12 2. MATERIALES Y REACTIVOS ................................................................. 12 3. FUNDAMENTACION TEORICA .............................................................. 12 4. DESARROLLO EXPERIMENTAL ............................................................ 13 5. CUESTIONARIO DE APLICACION ......................................................... 15 6. BIBLIOGRAFIA ........................................................................................ 16

PRACTICA N°4. DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN MOLAR DE UN GAS . 17 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA .............................................................. 17 2. MATERIALES Y REACTIVOS ................................................................. 17 3. FUNDAMENTACION TEORICA .............................................................. 17 4. DESARROLLO EXPERIMENTAL ............................................................ 18 5. CUESTIONARIO DE APLICACION ......................................................... 20 6. BIBLIOGRAFIA ........................................................................................ 20

PRACTICA N°5. TERMODINAMICA (Ley de Hess) ..................................... 21 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA .............................................................. 21 2. MATERIALES Y REACTIVOS ................................................................. 21 3. FUNDAMENTACION TEORICA .............................................................. 21 4. DESARROLLO EXPERIMENTAL ............................................................ 22 5. CUESTIONARIO DE APLICACION ......................................................... 23 6. BIBLIOGRAFIA ........................................................................................ 24

PRACTICA N°6. CALOR DE NEUTRALIZACIÓN ......................................... 25 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA .............................................................. 25 2. MATERIALES Y REACTIVOS ................................................................. 25 3. FUNDAMENTACION TEORICA .............................................................. 25 4. DESARROLLO EXPERIMENTAL ............................................................ 26 5. CUESTIONARIO DE APLICACION ......................................................... 26 6. BIBLIOGRAFIA ........................................................................................ 26

PRACTICA N°7. CAMBIOS TERMICOS DE UN SISTEMA ........................... 27 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA .............................................................. 27 2. MATERIALES Y REACTIVOS ................................................................. 27 3. FUNDAMENTACION TEORICA .............................................................. 27

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4. DESARROLLO EXPERIMENTAL ............................................................ 29 5. CUESTIONARIO DE APLICACION ......................................................... 30 6. BIBLIOGRAFIA ........................................................................................ 30

PRACTICA N°8. BALANCE TÉRMICO Y ENTROPÍA ................................... 31 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA .............................................................. 31 2. MATERIALES Y REACTIVOS ................................................................. 31 3. FUNDAMENTACION TEORICA .............................................................. 31 4. DESARROLLO EXPERIMENTAL ............................................................ 33 5. CUESTIONARIO DE APLICACION ......................................................... 34 6. BIBLIOGRAFIA ........................................................................................ 34

PRACTICA N°9. DETERMINACION DEL FACTOR CvCp / MÉTODO DE

CLEMENT Y DESORMES ............................................................................... 35 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA .............................................................. 35 2. MATERIALES Y REACTIVOS ................................................................. 35 3. FUNDAMENTACION TEORICA .............................................................. 36 4. DESARROLLO EXPERIMENTAL ............................................................ 37 5. CUESTIONARIO DE APLICACIÓN ......................................................... 38 6. BIBLIOGRAFIA ........................................................................................ 38

PRACTICA N°10. ESTUDIO Y ANÁLISIS TERMODINAMICO DE UN PROCESO DE COMPRESIÓN ISOTÉRMICO ................................................ 39

1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA .............................................................. 39 2. MATERIALES Y REACTIVOS ................................................................. 39 3. FUNDAMENTACION TEORICA .............................................................. 39 4. DESARROLLO EXPERIMENTAL .......................................................... 400 5. CUESTIONARIO DE APLICACIÓN ......................................................... 41 6. BIBLIOGRAFIA ........................................................................................ 42

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UNIVERSIDAD DE CORDOBA FACULTAD DE CIENCIAS E INGENIERIAS

DEPARTAMENTO DE QUIMICA GUIAS DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA I

PRACTICA N°1. LEY DE BOYLE 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Estudiar la Ley de Boyle a presiones moderadas por encima y por debajo de la presión atmosférica, utilizando métodos analíticos y gráficos. 2. MATERIALES Y REACTIVOS Tablero milimétrico Tubo en forma de U. Cápsula de porcelana Gotero Mercurio. (Hg). Termómetro 3. FUNDAMENTACION TEORICA Robert Boyle señaló que el volumen de un gas a temperatura constante disminuía cuando aumentaba la presión a que estaba sometido, y que de acuerdo con los límites de su exactitud experimental, “El volumen de cualquier cantidad definida de gas a temperatura constante variaba intensamente a la presión ejercida sobre él”, generalización que se conoce como la Ley de Boyle. Que se expresa matemáticamente así:

2

1V

P

KV

1

Donde:

V = Volumen del gas

P = Presión del gas

K1= Factor de proporcionalidad (cuyo factor depende de la temperatura del

gas, peso del gas, naturaleza del gas, y las unidades en que se expone presión

y volumen.

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De la ecuación anterior se deduce: P . V = K1 (ecuación 1) De lo cual se deduce que si en cierto estado la presión y el volumen del gas son P1 y V1, mientras que en otros estados son P2 y V2 se cumple a temperatura constante:

1

2

2

1

V

V

P

P

La ecuación P.V = K1 nos mostrará la representación gráfica de dicha ecuación que es la familia de hipérbolas, donde K1 es función únicamente de la temperatura. La presión final P, puede considerarse formada por la presión atmosférica B, más una presión adicional P el signo algebraico depende de si la presión final está por encima o por debajo de la presión atmosférica. Por lo tanto la ecuación 1 puede escribirse: (B + P) V = K B + P = K/V. Si se hace 1/V = X, entonces la ecuación anterior se hace: B + P = KX. P = KX – B (ecuación 2). Donde: K = Constante a las condiciones dadas. X = 1/V. B = Presión atmosférica P = Presión de la columna de mercurio. La ecuación (2) es la ecuación de una línea recta obtenida al graficar la presión adicional P, Vs 1/V ó x. El valor de B será el intercepto en el eje de las presiones (cuando 1/V = 0). Este intercepto da el valor de la presión atmosférica en el momento del experimento.

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4. DESARROLLO EXPERIMENTAL Una vez montado el aparato a utilizar, el cual consiste en un tubo de vidrio en forma de “U” cortado por el extremo inferior (brazo más corto) y abierto en el brazo más largo, colocando sobre un tablero milimétrico siga los siguientes pasos. 1. Ubique el montaje en un sitio iluminado para facilitar las lecturas (que son milimétricas). 2. Introduzca mercurio por el extremo abierto del tubo dejando encerrado un volumen de aire en el otro brazo. 3. Mida la longitud de la columna de aire, la cual es proporcional al volumen de éste encerrado y la diferencia de altura de la columna de mercurio (en ambos brazos). 4. Agregue más mercurio por el extremo abierto y encuentre nuevamente la diferencia entre las dos columnas de Hg. 5. Repita el procedimiento hasta que tenga (10) diez lecturas, ó menos.

TABLA DE DATOS

Nº de

lectura

LONGITUD DE LA

COLUMNA DE AIRE EN cm.

DIFERENCIA DE NIVEL DE LA

COLUMNA DE MERCURIO EN cm

1a

2a

3a

4a

5a

6a

7a

8a

9a

10a

5. CUESTIONARIO DE APLICACION 1. Realizando una gráfica de la presión p Vs 1/V ó 1/A x H. Hallar el valor de la presión atmosférica “B” 2. Halle la presión absoluta para cada punto y evalúe su producto PV.

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3. Tómese el promedio de PV y halle el % de desviación de los valores individuales de PV y su promedio. 4. Haga una gráfica de p. Vs V. 5. Cuál sería la forma de un curva p Vs V para datos formados. a. A altas temperaturas b. A bajas temperaturas Comparar con la curva obtenida en el experimento.

6. BIBLIOGRAFIA CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: Fondo Educativo Interamericano S.A., 1976. MARON y PRUTTON. Fundamento de fisicoquímica. Limusa Wiley. LEVINE, Ira N. Fisicoquímica. España: Vol. I y II. Mc Graw Hill, 1996.

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PRACTICA N°2. MASA MOLECULAR DE UNA SUSTANCIA VOLATIL

1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Determinar la masa Molecular de una sustancia líquida volátil desconocida, aplicando la ecuación de estado de los gases ideales.

Determinar la densidad de una sustancia desconocida en el estado gaseoso, a las condiciones del laboratorio.

Aplicar los conceptos de Condiciones Normales para el cálculo de moles de una sustancia en estado gaseoso.

2. MATERIALES Y REACTIVOS

4 Termómetros Hexano (C6H6) 1 Barómetro Metanol (CH3OH) 1 Soporte Universal Acetona (CH3OCH3) 1 Aro metálico con nuca Acetato de Etilo (CH3COOC2H5) 1 Malla de asbesto Etanol (C2H5OH) 1 Pinza para bureta Muestra líquida problema 1 Balón de fondo plano de 250 ml 1 Beacker de 600mL 1 Pipeta graduada de 5 mL 1 Triángulo de porcelana 1 Probeta graduada de 100 mL 1 alfiler Papel de aluminio Balanza

3. FUNDAMENTACION TEORICA

Un modo de determinar la Masa Molecular de un líquido volátil, consiste en hacer evaporar una muestra del mismo en un recipiente cerrado al cual se le ha abierto un pequeño orificio para que escape parte del vapor hasta que la

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presión interna del recipiente (debida al vapor que queda encerrado) sea igual a la presión atmosférica. Conocidos el volumen, la temperatura y la presión del gas encerrado en el recipiente, se puede entonces determinar la masa molecular del mismo aplicando la Ecuación de Estado para los Gases ideales (Qué es un gas ideal?): PV = n R T Donde: P es la presión atmosférica en atmósfera (atm) V es el volumen del recipiente en litros (L) n es el número de moles de la sustancia en estado gaseoso R es la constante para los gases ideales (Cuál es su valor y sus unidades?) T es la temperatura absoluta de ºK, al cual se encuentra la sustancia en estado gaseoso. Para poder hallar la masa molecular recuérdese las siguientes relaciones: n = w/M → ºM = w/n Donde: u es el número de moles de la sustancia en estado gaseoso w es el peso del líquido condensado (igual al gas que e encuentra en el recipiente) M es la Masa Molecular de la sustancia volátil. Si reemplazamos estas expresiones en la ecuación de estado, obtenemos:

M

wRTPV

Y por lo tanto, la masa molecular se puede calcular reordenando la ecuación anterior, de la siguiente manera:

PV

wRTM

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4. DESARROLLO EXPERIMENTAL 1. Pese el balón de fondo plano limpio y seco, conjuntamente con un cuadro de aluminio de 4 cm de lado. 2. Vierta en el balón unos 3 mL de la sustancia líquida, haga una caperuza con la lámina de aluminio y colóquela en la boca del balón, asegurándose de que quede bien ajustada, perfore la lámina de aluminio con un alfiler. 3. Pese todo el anterior conjunto 4. Coloque el balón dentro del beacker con agua y sosténgalo con la pinza en el soporte universal 5. Coloque el termómetro directamente sobre el orificio que hizo en la lámina de aluminio, para detectar la temperatura del vapor que sale en el momento de la ebullición. 6. Empiece a calentar todo el sistema 7. Cuando toda la sustancia líquida se haya evaporado, registre la temperatura. Esta será la temperatura al cual se encuentra la sustancia en estado gaseoso. 8. Baje el balón al triángulo de porcelana y espere a que se enfríe a temperatura ambiente. Examine la caperuza para asegurarse de que no hay gotas del líquido en la superficie externa, si las hay séquelas lo mejor posible. Seque completamente el balón. 9. Cuando se haya enfriado, pese el conjunto formado por el balón, la sustancia líquida condensada y la caperuza. 10. El volumen que aparece registrado en el balón no corresponde al volumen total del recipiente, por tal razón es necesario medir el volumen del balón, utilizando agua y una probeta graduada. 11. Registre la presión barométrica del laboratorio 12. Repita todo el procedimiento pero esta vez utilizando la muestra problema. 5. CUESTIONARIO DE APLICACION 1. ¿Cuál es el volumen del vapor a condiciones normales? 2. ¿Cuál es el peso del volumen de gas que se encuentra en el recipiente?

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3. ¿Cómo se utiliza un baño de María, cómo debe ser el punto de ebullición de la sustancia líquida con respecto al baño de María. 4. ¿Por qué los cálculos deben hacerse con el condensado y no con la cantidad inicial tomada. 5. A partir de la ecuación de estado para gases ideales, deduzca una expresión para determinar la densidad de una sustancia en estado gaseoso. 6. Con los datos obtenidos en el experimento calcule la masa molecular de la sustancia y la densidad de la misma en estado líquido y en estado gaseoso a las condiciones del laboratorio. 7. ¿Puede determinarse por este método la masa molecular de cualquier líquido? Explique 8. Explique si el peso molecular de líquido volátil aumenta o disminuye, si en el experimento se presenta una de las siguientes situaciones: a) El balón estaba mojado cuando se inició el experimento b) El líquido estaba impuro y dejó un residuo sólido en el fondo del balón

después de evaporarse. c) El balón + vapor condensado se pesó caliente d) Se descuenta el peso del aire contenido en el recipiente 9) Explique en forma clara y analizada las semejanzas y diferencias de este método con el método de Dumas 10) Explique en forma clara y concisa el método de Víctor Meyer. 6. BIBLIOGRAFIA MARON y PRUTTON. Fundamento de fisicoquímica. Limusa Wiley. CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: Fondo Educativo Interamericano S.A., 1976. LEVINE, Ira N. Fisicoquímica. España: Vol. I y II. Mc Graw Hill, 1996.

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PRACTICA N°3. DETERMINACIÓN DE PESOS MOLECULARES METODO DE DUMAS DE GASES


Determinar el peso molecular de un gas mediante la densidad del vapor, pasando directamente un volumen de éste líquido evaporado.

2. MATERIALES Y REACTIVOS Bulbo de Dumas (balón de fondo plano) Cloroformo Papel brillante Tetracloruro Hilo (alambre de cobre) Cualquier otra sustancia Termómetro de 100º C, volátil Calibrado en intervalos de 1º C. Parafina Vaso de precipitado de un litro Mechero, aro, malla, etc. Alfiler. 3. FUNDAMENTACION TEORICA El peso molecular de un líquido volátil puede determinarse midiendo el volumen que ocupa una cantidad dad de líquido en el estado gaseoso a una temperatura y presión conocida. Durante la experiencia se supone que el líquido en el estado de vapor se comporta como un gas ideal y por lo tanto cumple la ecuación del estado. PM = ρRT (1) Donde: P = Presión del gas (vapor) M = Peso molecular T = Temperatura absoluta ρ = Densidad del vapor a estas condiciones.

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4. DESARROLLO EXPERIMENTAL 1. Poner el balón de fondo plano, con aire, es decir, a presión atmosférica (con parafina, el papel brillante y el hilo, que van a constituir la tapa de éste). 2. Introduzca dentro del balón 10 mL, del líquido problema; CCI4 ó CH3COCH3 y tapo el balón con el papel brillante de cigarrillo y lo ata con hilo. Luego abra un pequeño orificio al papel, usando un alfiler. 3. Coloque el balón que contiene el líquido problema en un baño de agua aproximadamente 80 ºC. Mantenga la temperatura y espere que se evapore todo el líquido. 4. Cuando termine la evaporación, cierre el orificio con parafina y retire el balón del baño. 5. Deje el balón a temperatura ambiente, séquelo y péselo. 6. Llene el balón con agua destilada hasta el tope y lo pesa, determine su volumen con la ayuda de las tablas de densidad del agua. TABLA DE DATOS a) w (balón + aire) ______________________ b) w (balón + gas ó vapor) ________________________ c) Tal = (temperatura del aire en el laboratorio) ___________________ d) Patm = Presión atmosférica del laboratorio ___________________ e) Tagua = Temperatura del agua en el balón ___________________ f) W agua = __________________________ g) Tb = temperatura del balón en el momento de la evaporación _______ Para poder determinar el peso molecular proceda de la siguiente manera: a) Peso del gas o vapor = w (gas) w (gas) = w (balón + gas ) - [ w (balón + aire ) – w (aire) ] w (balón)

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Donde: w (gas) = Peso del líquido en estado de vapor contenido dentro del bulbo o balón. w (balón + gas) = Peso del balón con el gas después de que el líquido se ha convertido a evaporación. w (balón + aire) = Peso del balón con aire. w (aire) = Peso del aire contenido dentro del balón. b) Peso del aire: W (aire) Esto se conoce por la densidad del aire (ρaire) en las condiciones del experimento y por el volumen del balón (Vb).

La densidad del aire (aire) se calcula multiplicando el valor de la densidad del aire a 0º C y 760 mm Hg, (1,293 g/L) por los respectivos valores de corrección de temperatura y presión a las condiciones del experimento (Tai, Pai). (ai = laboratorio)

aire = 1,293 g/L

2

22

1

11

T

VP

T

VP

21

211

2PT

TVPV

ai

ai

P

MMhGx

K

TLV

760

27312

V2 = V aire = Volumen del aire a las condiciones del experimento ó laboratorio.

w (aire) = airex V bulbo. c) Volumen del bulbo o balón (Vb).

Vb = (wagua + w aire) / agua = (w agua + aire x Vb) / agua.

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Vb x agua = w agua + aire x Vb

Vb = w agua / (agua - aire) d) Volumen corregido del balón (Vf). Vf debe ser corregido debido a la expansión del vidrio, ya que el balón se llenó con líquido volátil problema (CCl4, CHCl3, etc,.) a temperatura elevada por tanto: Vf = Vf + Vf [ 0,000025 (tb – tai)] Donde 0,000025 es el coeficiente cúbico de expansión del vidrio. c) Determine el peso molecular de la muestra problema; M = w (g air) x RTb/pb x Vf pb = presión atmosférica del lugar Tb = temperatura del bulbo ó balón (o del baño) en el momento de la Evaporación. 5. CUESTIONARIO DE APLICACION 1. ¿Cómo se determina el peso molecular de un líquido de punto de ebullición por encima de 100 ºC 2. Compare el valor experimental con el peso molecular teórico 3. ¿Cuáles podrían ser las causas de error en este experimento? 4. A partir de la ecuación de estado determina la presión del aire a las condiciones del laboratorio. M (aire) = 28,8 g/mol

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6. BIBLIOGRAFIA LEVINE, Ira N. Fisicoquímica. España: Vol. I y II. Mc Graw Hill, 1996. MARON y PRUTTON. Fundamento de fisicoquímica. Limusa Wiley. CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: Fondo Educativo Interamericano S.A., 1976.

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PRACTICA N°4. DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN MOLAR DE UN GAS


Determinar el volumen que ocupa un mol de un gas a ºC y 760 mm Hg de presión.

Observar las propiedades del oxigeno 2. MATERIALES Y REACTIVOS

Tubo de ensayo - Dióxido de manganeso 1 Pedazo de manguera - Clorato de potasio anhidro 1 Probeta de 500 a 250 mL 2 Vasos de 150 – 200 mL y 500 mL 1 Pinza 1 Espátula 1 Vaso de 2 L Papel filtro (2 círculos) 1 Termómetro 1 Agitador Balanza Soporte universal 3. FUNDAMENTACION TEORICA

Existen varios métodos experimentales por los cuales se puede medir el volumen molar de un gas. El método que se va a utilizar consiste en generar cierta cantidad de oxígeno por descomposición térmica de clorato de potasio y medir su volumen a ciertas condiciones dadas de presión y temperaturas ambientales. Utilizando las leyes de los gases de los datos de la cantidad de oxigeno producido y el volumen que ocupa se puede calcular el volumen molar en condiciones normales.

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4. DESARROLLO EXPERIMENTAL En el tubo ponga aproximadamente 1 g de dióxido de manganeso en polvo y caliente suavemente por un minuto para secarlo completamente. Luego agregue 1 ó 2 g de clorato de potasio puro y seco, mézclese bien, pese el tubo y su contenido en una balanza de un plato con posición de más o menos 0,01 g. Anote esa medida en la hoja de datos. Adicione ahora en el vaso grande suficiente agua para llenar una tercera parte de él, llene con agua hasta el borde de la probeta y tápela con un círculo de papel. Cuidadosamente invierta la probeta en el vaso, finalmente ensamble el equipo como lo muestra la figura. La punta de la manguera debe quedar un poco más arriba de la mitad de la probeta, el tubo de ensayo se debe sostener con la pinza y sujetarlo a su vez al soporte. Consulte al instructor que todo debe estar bien y listo para empezar, luego empiece a calentar cuidadosamente el tubo con el mechero. A medida que se va llenando la probeta con el gas se va desplazando el agua que la llenaba pasando al vaso, uno de los participantes debe ir sacando el agua del vaso grande con vasos de 150 y 500 mL para evitar que esto se llene totalmente y se derrame sobre la mesa. Regule el calentamiento de tal forma que la evolución del oxigeno sea continua pero no muy rápida. No se debe calentar el tubo tan fuerte, ya que se puede producir una nube blanca en el tubo. Cuando se haya llenado unos 2/3 de la probeta se suspende el calentamiento y se deja enfriar el tubo sin desamblar el equipo. La punta de la manguera debe quedar por encima del nivel del agua en la probeta mientras el tubo se enfría, cuando el tubo esté a temperatura ambiente se igualan los niveles de agua de la probeta y el vaso grande, esto se obtiene subiendo y bajando la probeta según se requiera. Cuando los niveles se hayan igualado se retira la manguera y se lee el volumen del gas recolectado, se mide la temperatura ambiente y la del agua sobre la cual se recolectó el oxigeno y también la presión atmosférica. El tubo y su contenido se pesa con una precisión de ± 0.01g

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PRESIÓN DE VAPOR DE AGUAS

Temperatura(ºC ) Presión(mmHg) Temperatura (ºC ) Presión (mm Hg) 0. 4.6 23. 21.4 1. 4.9 24. 22.4 2. 5.3 25. 23.8 3. 5.7 26. 25.2 4. 6.1 27. 26.7 5. 6.5 28. 28.3 6. 7.0 29. 30.0 7. 7.1 30. 31.8 8. 7.8 35. 42.2 9. 8.6 40. 55.3

10. 9.2 45. 71.9 11. 9.8 50. 92.5 12. 10.5 55. 118.0 13. 11.2 60. 149.4 14. 12.0 65. 187.5 15. 12.8 70. 233.7 16. 13.6 75. 289.1 17. 14.5 80. 355.1 18. 15.5 85. 433.6 19. 16.5 90. 525.8 20. 17.5 95. 633.9 21. 18.7 100. 760.0 22. 19.8 105. 906.1

Peso del tubo y su contenido antes de calentar ___________ g Peso del tubo y su contenido después de calentar __________ g Volumen del oxígeno producido _______________ mL Temperatura ambiente ______________ ºC. Temperatura del agua ______ºC Presión atmosférica ___________ mm Hg RESULTADOS 1. Gramos de oxígeno producido ______________________ 2. Moles de oxígeno producido ______________________ 3. Presión de oxígeno seco _______________________ 4. Litros de oxígeno producidos en el experimento convertidos a condiciones normales (0 ºC y 760 mm Hg) _________________ 5. Volumen en litros que ocupa un mol de oxígeno en condiciones normales (volumen molar) _________________

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6. % de error del volumen molar obtenido en el experimento 5. CUESTIONARIO DE APLICACION 1. Si el oxígeno no fuera molecular (O2) sino atómico (O). ¿Cuál hubiera sido el volumen que se hubiera obtenido en las condiciones ambientales del experimento. 2. Calcule la densidad en gramos por litros del oxigeno gaseoso que obtuvo en las condiciones ambientales del experimento. 3. Si en el experimento que se acaba de efectuar no hubiera igualado los niveles de agua. Y si el nivel de agua en el probeta hubiera quedado 10 cm más alto que el nivel del agua en el baso, ¿Cómo se habría afectado la determinación experimental en el volumen molar de un gas. Le hubiera dado un valor más alto o más bajo que el valor real. Explique. 4. Seguramente que el volumen molar bajo condiciones normales que usted obtuvo experimentalmente para el oxigeno no corresponden exactamente al valor de 22.4 litros por mol. Debido a posibles errores en el método utilizado. Explique 3 posibles causas de errores y explique cómo podría mejorar el método experimental utilizado para obtener un valor más exacto del volumen molar ¿Qué porcentaje de KClO3 utilizado por usted en el experimento, se le descompuso por calentamiento. 6. BIBLIOGRAFIA CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: Fondo Educativo Interamericano S.A., 1976. MARON y PRUTTON. Fundamento de fisicoquímica. Limusa Wiley. LEVINE, Ira N. Fisicoquímica. España: Vol. I y II. Mc Graw Hill, 1996.

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PRACTICA N°5 TERMODINAMICA (Ley de Hess) 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Calcular entalpía de disolución del hidróxido de sodio en agua

Determinar la entalpía molar de neutralización de NaOH en solución acuosa con solución HCl.

Determinar la entalpía de neutralización de NaOH sólido con solución de HCl.

Comprobar la Ley de Hess con los resultados obtenidos en los experimentos anteriores.

2. MATERIALES Y REACTIVOS Erlenmeyer de 250 mL NaOH sólido Termómetro solución de HCl 2,5 M Vaso de precipitados de 150 mL. Agua destilada. Agitador (varilla de vidrio) Vidrio de reloj pequeño Balanza Recipiente de icopor Precaución: el NaOH es higroscópico, mantenerlo tapado y pesar lo más rápido posible. 3. FUNDAMENTACION TEORICA

Consultar los siguientes temas: Entalpía, calor específico, ácido y base según Arrhenius, neutralización y Ley de Hess.

Consultar el procedimiento indicado en la guía

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4. DESARROLLO EXPERIMENTAL 1. Entalpía molar de disolución del NaOH Diagrama de flujo

Descripción del experimento Colocar en un Erlenmeyer de 250 mL, previamente seco y pesado 50 mL de agua destilada, medir la temperatura, colocarlo en una caja de icopor para su aislamiento térmico. Pesar 4g, de NaOH en un vidrio de reloj, adicionarlos al Erlenmeyer, agitar y medir el máximo de temperatura. Dejar enfriar la solución resultante por fuera de la caja de icopor hasta temperatura ambiente. 2. Entalpía molar de neutralización de NaOH en solución, con solución Diagrama de Flujo

Pasar el erlenmeyer vacío

X mL. De agua dest.

Medir T º C.

y g de NaOH sólido

Recipiente de icopor

Medir ºT. Máxima

Dejar enfriar

Agitar

Medir TºC solución

anterior

Caja de icopor

x mL De HC1

Agitar

Medir Máximo de ºT C

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Descripción del experimento A la solución del paso anterior, enfriada a temperatura ambiente se le determina la temperatura y se coloca de nuevo en la caja de icopor. Se miden con exactitud, en un vaso de precipitados, 50 mL. De HC1 2,5 M. Se adiciona el ácido clorhídrico medido al Erlenmeyer que contiene la solución de NaOH, se agita y se mide la máxima temperatura que alcanza la neutralización. 3. Entalpía Molar no neutralización de NaOH sólido con solución de HCl. Diagrama de flujo

Descripción del experimento En el Erlenmeyer utilizado en el primer experimento se colocan 50 mL, exactamente medidos, de HCl 2,5 M. Se coloca al conjunto de la caja de icopor y se mide la temperatura, se pesan con la mayor exactitud 4g, de NaOH, se agregan al Erlenmeyer, se agita la solución y se mide la máxima temperatura de la reacción. 5. CUESTIONARIO DE APLICACION - Datos y observaciones de los procesos efectuados - Cálculos de las entalpías molares de disolución y neutralización del NaOH

utilizado en cada caso - Para realizar los cálculos utilizar la siguiente expresión:

∆H = m C (T2 – T1)

x mL, de HCl

Erlenmeyer

Caja de icopor

caml. De HC1 Agitar

Medir Tº máxima

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Donde ∆H: cambio de entalpía C: capacidad calorífica T2: temperatura final T1 temperatura inicial ∆H total = ∆H de la solución + ∆H del Erlenmeyer Capacidad calorífica del vidrio 0.5 Cal / g ºC Capacidad calorífica del agua = 1 Cal / g ºC Capacidad calorífica de la solución = capacidad calorífica del agua - comprobar la ley de Hess con los resultados anteriores. 6. BIBLIOGRAFIA VAN NESS SMITH, Abbott. Introducción a la termodinámica en la ingeniería química. México: Mc Graw Hill, 1997. J. VAN WYLEN, Gordon y E. SONNTAG, Richard. Fundamento de termodinámica. México: Limusa, 1980. CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: Fondo Educativo Interamericano S.A., 1976. MARON y PRUTTON. Fundamento de fisicoquímica. Limusa Wiley. LEVINE, Ira N. Fisicoquímica. España: Vol. I y II. Mc Graw Hill, 1996. SERWAY, Raymond A. Física. México: Tomo I y II. Mc Graw Hill, 1994. LÓPEZ TASCON, Carlos. Mecánica newtoniana. Santafé de Bogotá: Universidad Nacional de Colombia, 1995.

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PRACTICA N°6 CALOR DE NEUTRALIZACIÓN


Determinar el calor de neutralización y encontrar el Cp del calorímetro o frasco donde se va a realizar la reacción.

2. MATERIALES Y REACTIVOS Solución de NaOH y HCl 0.5 N Soluciones de NH4 Cl y CH3COOH 0.5 N Frasco Dewar o de polietileno con su tapa y agitador o calorímetro. Termómetro y cronómetro Probetas 250 ml Embudo de decantación pequeño o bureta 50 mL. Agua destilada

3. FUNDAMENTACION TEORICA En proceso químicos a presión constante el calor absorbido e igual al cambio de entalpía del sistema. Cuando dos soluciones se mezclan en un calorímetro, la entalpía total permanece constante, pero la temperatura cambia con la capacidad calorífica del sistema. En todo experimento de calorimetría primero debe calcularse el Cp del aparato que se va a usar; para esto se colocan 100 mL de agua en el termo o frasco y se mide la temperatura T1, en otro recipiente se agregan 50 mL de agua a la temperatura T2 (donde T2 ≈ T1 + 10º C), luego se mezclan y se mide la temperatura más alta alcanzada después de haber agitado (T3) las cantidades de agua pueden ser variadas de acuerdo al tamaño del frasco, sabiendo que CpH2O = 1 Cal/g °C y que el calor ganado es igual al calor perdido, llegamos a la conclusión siguiente, donde Cpc en la capacidad calórica del calorímetro.

50 (T2 – T3 ) = (Cpc + 100)(T3 – T1 ) (1)

26

4. DESARROLLO EXPERIMENTAL Cuando se haya determinado Cp se hacen las reacciones del ΔHrx entre el NaOH 0,5 N y el HCl 0,5 N, agregando 200 mL del ácido en el termo y adicionar 50 mL de NaOH sobre el ácido las dos soluciones (ácido y base) deben estar a la misma temperatura (T4 ) medir la temperatura máxima alcanzada dentro del frasco (T5). Si se supone que la densidad de las soluciones y que su calor específico son uno, el calor liberado será:

Q = (Cpc + 250 ) (T5 - T4) (2) ΔH molar = Q / nº moles neutralizadas SUGERENCIAS Realice el experimento con una base débil y un ácido débil 5. CUESTIONARIO DE APLICACION 1. Determinar el Cp y el ΔH de neutralización 2. Qué condiciones debe cumplir el recipiente en el cual va a realizarla

neutralización? ¿Por qué ? 3. ¿por qué el calor de neutralización disminuye cuando los electrolitos son

débiles? 4. Compare sus resultados con los reportados teóricamente y comente a qué

se debe las posibles desviaciones si las hay 6. BIBLIOGRAFIA MARON y PRUTTON. Fundamento de fisicoquímica. Limusa Wiley. CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: Fondo Educativo Interamericano S.A., 1976. LEVINE, Ira N. Fisicoquímica. España: Vol. I y II. Mc Graw Hill, 1996.

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PRACTICA N°7 CAMBIOS TERMICOS DE UN SISTEMA 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Aplicación del primer principio de la termodinámica en el cambio de estado de un sistema

Determinar la energía involucrada en un proceso de calentamiento de un sistema a partir de una fuente fija de calor.

2. MATERIALES Y REACTIVOS Balanza Beacker 500 mL Agua destilada y aceite vegetal Resistencia eléctrica (estufa) Termómetro y reloj o cronómetro 3. FUNDAMENTACION TEORICA Se denomina calor (Q) a la energía que se transfiere a través de los limites de un sistema en virtud de una diferencia de temperatura, hay dos cantidades o propiedades termodinámica que son funciones del estado de un sistema y que nos indican la cantidad de energía que posee un sistema en un momento dado; nos referimos a la energía interna (U) y la entalpía (H). Fundamentalmente nos interesa las variaciones de energía durante el proceso o cambios de estado que experimenta el sistema o sea ΔU y ΔH; y para un proceso a presión constante, la relación entre las dos es :

ΔH = ΔU+ PΔV donde ΔV = V2 – V1 (V2 : Volumen final del sistema y V1 inicial del sistema) Para un cambio de estado que involucre bajas presiones y pequeñas diferencias de temperatura en sólidos y líquidos podemos considerar

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ΔH ≈ ΔU = Q

Absorbido o liberado por el sistema, debido a la poca variación del volumen durante el cambio de estado, situación que no ocurre con los gases, ya que debemos considerar los valores de ΔV. Si tenemos un sistema dado inicialmente a una temperatura T1, en contacto con una fuente de energía T2 donde T2 »T1 , habrá una transferencia de calor a través de los limites del sistema desde la fuente, pero no todo el calor suministrado por la fuente es absorbido por el sistema, parte de éste es disipado a los alrededores desde la fuente y el sistema si este no se encuentra aislado adiabáticamente. Si la temperatura del entorno es menor que la del sistema, finalmente el sistema se encontrará a una temperatura T´1 > T1 y habrá sufrido un cambio de estado. Donde: W: Trabajo realizado por el sistema, líquidos y sólidos W ≈ 0 Q2: Calor suministrado por la fuente Q1: Calor absorbido por el sistema Qp: Calor perdido o disipado al ambiente T2: Temperatura de la fuente T1: Temperatura inicial del sistema Si W = 0; Q2 = Q1 + Qp (1), si la fuente es una resistencia eléctrica con una potencia conocida, Q2 = P x T x 864 (Kcal) Donde P = potencia en Kw; t2: tiempo en horas. Q1 se puede calcular por:

1´

1

)(

T

T

dTTCpQ

Donde; m masa en kilogramo del sistema Cp: Calor específico del sistema Kcal / kg ºC dT: Diferencial de temperatura

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Si la dependencia del Cp del sistema con la temperatura es constante, la ecuación (2) se transforma en: Q1 = mCp (T´1 – T1) (T´1 – T1): Temperatura final e inicial del sistema respectivamente. Cuando Cp = f (T ) se debe encontrar la ecuación de Cp (T) y resolver la integral la integral 2 gráfica o analíticamente. Para un sistema formado por varios elementos o varios compuestos Cp = Σ Xi Cpi Donde: Cpi: capacidad calorífica de cada compuesto o elemento y Xi fracción molar o másica del elemento o compuesto en el sistema. Para dos elementos A y B Cp = XA CpA + XBCpB Por último Qp = Q2 – Q1

4. DESARROLLO EXPERIMENTAL 1. Pesar un Beaker previamente tapado con 350 g de agua destilada 2. Encender la resistencia hasta la máxima graduación posible y esperar a que alcance la máxima temperatura. 3. Tomar la temperatura inicial del sistema T1 4. Calentar el sistema hasta que este alcance 80ºC (T´1) tomar tiempo de calentamiento t desde T1 a T´1. 5. Desocupar el Beaker, enfriarlo y secarlo y repetir el procedimiento con el aceite vegetal. NOTA: T1 en ambos procedimientos debe ser la ambiental . TABLA DE DATOS Agua Aceite Vegetal - Peso del sistema ________ ________ - Temperatura inicial T1 ________ ________ - Temperatura final T´1 ________ ________ - Potencia resistencia (max) ________ ________ - Tiempo de calentamiento ________ ________

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5. CUESTIONARIO DE APLICACION 1. Determinar: Q2 , Qv y Qp en los dos procedimientos 2. Investigue los valores de Cp para el aceite vegetal teniendo en cuenta que este es una mezcla de triglicéridos 3. Si la fuente de energía fuera un horno de carbón o gas natural, ¿cómo se calcularía el calor generado? 4. ¿Cómo se puede disminuir la cantidad de energía que se disipó al ambiente? 5. Hay diferencia entre el calor absorbido por el agua y el aceite en el procedimiento ¿qué se debe esperar? Explique. 6. Si se considera la expansión del sistema cómo podrá considerar este para producir trabajo? Si ∆V . 50 cm3 ¿Cuál es el w producido? Qué se debe esperar? Explique 7. ¿cómo mejoraría usted este procedimiento para que los resultados sean más reales? 6. BIBLIOGRAFIA MARON y PRUTTON. Fundamento de fisicoquímica. Limusa Wiley. CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: Fondo Educativo Interamericano S.A., 1976.

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PRACTICA N°8. BALANCE TÉRMICO Y ENTROPÍA 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Aplicar algunas leyes de la termodinámica a sistemas reales y compara con sistemas ideales.

Determinar a partir de datos experimentales propiedades fisicoquímicas tales como Entropía para un sistema.

2. MATERIALES Y REACTIVOS Calorímetro Multímetro Balanza Barra magnética Agitador magnético Termómetro Beacker de 200 ml Pinzas para crisol Trozo de metal (cobre, aluminio, zinc) Mechero Agua destilada 3. FUNDAMENTACION TEORICA

De acuerdo con la ley cero de la termodinámica cuando dos sistemas (A y B) que no están en equilibrio térmico, se colocan en contacto existirá un flujo de calor (q) que se dirige desde el sistema que se encuentra a mayor temperatura (TA) hacia aquel donde la temperatura es menor (TB). Dicho de otra forma, si dos sistemas que poseen distinta temperatura interaccionan (por ejemplo, se mezclan), habrá flujo de calor en la dirección de mayor a menor temperatura; los sistemas se pueden interpretar como fuentes de calor y en este caso la condición de balance térmico exige que el calor perdido (por uno de los sistemas) debe ser igual calor ganado (por el otro sistema):

BA qq (1)

La primera ley de la termodinámica permite definir la función entalpía (H) y establecer que para un proceso isobárico (presión constante) el calor

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transferido (q) durante el cambio de estado es equivalente al cambio de entalpía; es decir

Hq (2)

En este orden de ¡deas, puesto que e! cambio de entalpía se relaciona con el cambio de temperatura, ∆H =- Cp∆T, se puede colocar que:

BpBApA TCTC (3)

Donde Cp representa la capacidad calorífica (en kJ mol-1K-1) de los sistemas A y B correspondientemente. Si A y B poseen masas, mA y mB, entonces:

BBBApAA TCpmTCm (4)

Y en este caso Cp es el calor especifico (J /gK) de los sistemas. La ecuación (4) se puede desarrollar de la siguiente manera:

)()( BEBBAEpAA TTCpmTTCm (5)

Con lo cual, se obtiene una expresión que es muy útil para el trabajo experimental en el laboratorio, toda vez que permite predecir la temperatura de equilibrio ó conocida ésta, determinar la temperatura inicial de alguno de los sistemas. La entropía es una propiedad de estado termodinámica a la cual se puede acceder partiendo de los preceptos de la primera ley, aplicada a una máquina térmica simple que describe un proceso cíclico denominado ciclo de Carnot; aquí se aplican las relaciones de eficiencia (ecuaciones de Nernst) para obtener una expresión del tipo.

T

qS

rev (6)

que en virtud de la ecuación (2) adquiere la forma,

T

HS

(7)

La ecuación (7) tiene aplicación inmediata para transiciones de fase como la fusión, la vaporización y la sublimación puesto que en estos casos la temperatura permanece constante durante el cambio de estado. Sin embargo, para un proceso donde la temperatura del sistema se modifica es conveniente encontrar una expresión más adecuada para ∆S. '

Si el proceso ocurre en etapas infinitesimales, entonces,

T

dHdS (8)

33

Con la ayuda de la relación dTCdH p . La ecuación (8) adquiere la forma,

T

dTCdS

p (9)

Expresión que se puede integrar entre el estado inicial [1] y el estado final [2]

para obtener

1

2

12 lnT

TCSSS p (10)

Si la ecuación (10) se traslada a cada uno de los sistemas implicados en la ecuación (5) entonces se verifica que el cambio neto de entropía que resulta como consecuencia del proceso (de mezcla) es:

BA SSS (11)

Esta práctica tiene como propósito aplicar la relación de balance térmico a la operación de mezcla de dos sistemas, que se encuentran a distinta temperatura, para determinar el cambio de entropía y verificar la espontaneidad del proceso. 4. DESARROLLO EXPERIMENTAL

Limpie el vaso del calorímetro, verifique el ajuste de la tapa; incorpore el sensor de temperatura a la tapa del calorímetro y conéctelo al multímetro en la forma correcta. Pese el recipiente y adicione 40g de agua destilada a temperatura ambiente, introduzca la barra magnética y disponga el montaje sobre la plancha de agitación. Acople la tapa y el termómetro (circuito LM 35), inicie la agitación y lea la temperatura cada 30 s durante 5 minutos.

En un vaso de precipitados (limpio y escurrido) pese 60g de agua destilada y

caliéntelos hasta 80°C; retire la tapa del calorímetro, lea la temperatura del

agua caliente y viértala sobre el agua fría manteniendo la agitación; coloque la

tapa tan rápido como sea posible y continúe las lecturas de temperatura por 5

minutos más. Dibuje una figura de temperatura (°C) en función del tiempo (s) y

a partir de ella determine T1, T2, ∆T y ∆S. El valor de T2 coincide con la

temperatura de equilibrio calculada mediante la ecuación (5)?. Cómo se

comprueba físicamente que el proceso es espontáneo?.

Desocupe y escurra el calorímetro; péselo y adiciónele 80g de agua destilada a

temperatura ambiente; introduzca la barra magnética y disponga el montaje

sobre la plancha de agitación. Ajuste la tapa y el sensor de temperatura, inicie

la agitación y lea la temperatura cada 30 s durante 5 minutos.

Con la ayuda de unas pinzas para crisol sujete un trozo previamente pesado

del metal que se le suministra (cobre, aluminio, zinc) y acérquelo durante 10 .v

a la llama (azul) de un mechero a gas, describiendo pequeños círculos. Retire

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la tapa del calorímetro y deje caer el metal sobre el agua fría tratando de

mantener la agitación; coloque la tapa tan rápido como sea posible y continúe

las lecturas de temperatura por 5 minutos más Dibuje una gráfica de

temperatura (°C) en función del tiempo (s) y a partir de ella determine la

temperatura del agua fría y la temperatura de equilibrio. Calcule la temperatura

del metal justo antes de hacer contacto con el agua fría; determine el cambio

de entropía del proceso y verifique su espontaneidad.

En un manual de datos termodinámicos consulte el calor específico de los

metales utilizados en la práctica y del agua en función de la temperatura.

Analice las virtudes y los defectos de la práctica; justifique en detalle sus

resultados.

5. CUESTIONARIO DE APLICACION

a. En su cuaderno registre y rotule todas las medidas que efectúe; ordene y

describa las observaciones experimentales que tengan lugar.

Inserte recuadros (12 cm x 12cm) de papel milimetrado y en ellos elabore sus

figuras.

b. Construya una tabla que contenga el tipo de experimento realizado, masa

(g), temperaturas (inicial y final), entropías y criterio de espontaneidad.

c. Consigne el análisis de sus resultados; júzguelos y critíquelos en

concordancia con los objetivos propuestos y la metodología desarrollada.

d. Hasta donde sea posible compare y discuta los hallazgos obtenidos por sus

compañeros; en consecuencia, formule sus conclusiones.

e. Elabore un pequeño resumen que contenga las principales actividades realizadas y los resultados más sobresalientes. 6. BIBLIOGRAFIA

Atkins, P. W., "Physical Chemistry", 6th, edition, 1999. Oxford University Press,

Oxford, p. 99.

CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: Fondo Educativo Interamericano S.A., 1976. LEVINE, Ira N. Fisicoquímica. España: Vol. I y II. Mc Graw Hill, 1996.

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PRACTICA N°9. DETERMINACION DEL FACTOR CvCp / MÉTODO DE

CLEMENT Y DESORMES 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Medir el factor gama ( ) que se obtiene al relacionar las

capacidades caloríficas a presión constante (Cp) y a volumen constante (Cv) del aire de acuerdo al método ideado por Clement y Desormes

2. MATERIALES Y REACTIVOS

1 Botella de 20 litros.

1 Bulbo de hule o caucho con válvula metálica. 1 Llave de paso 1 Manómetro

1 Pinza de tornillo 1 Tapón de caucho o hule 1 Tubo de Tygon o vidrio.

La gel de sílice debe tener cloruro cobaltoso como indicador de humedad.

El gel de sílice se cubre con agua y se le agrega el CoCl2 disuelto en agua.

Este indicador debe de estar en una proporción de 0.5 a 1%, una vez que se ha

hecho la mezcla se separa el agua por filtración y se caliente el gel a 100 "C

por varias horas hasta que tome una coloración azul, lo que indica que ya no

tiene agua.

Ftalato de butilo (densidad 1,043 g/cm3) o aceite para bomba el cuál debe

introducirse en el manómetro.

36

3. FUNDAMENTACION TEORICA La relación de las capacidades caloríficas a presión constante y a volumen constante puede determinarse fácilmente si un gas se expande adia-báticamente y después se deja calentar nuevamente a la temperatura original. Es necesario conocer la presión inicial (Pi), presión inicial mas la lectura del manómetro, la prestan después de la expansión adiabática (Po), presión barométrica o atmosféricas y la presión alcanzada una vez que el gas se dejó calentar a su temperatura original ( Pb ), presión atmosférica mas lectura final del manómetro.

Se encierra una masa de gas en un recipiente a una presión Pi, la cual es ligeramente mayor que la presión atmosférica Po

Las presiones a que está sometido el gas en el vaso se miden por la diferencia de altura de las dos columnas de un manómetro que contiene un líquido, ftalato de butilo o aceite, cuya densidad es ( dg ) gramos por centímetro cúbico y sus valores representados por hi, ho y hb respectivamente, expresando cada término en las unidades correspondientes. La temperatura inicial del gas es la temperatura del laboratorio. Si al gas, confinado inicialmente en el vaso, se le permite alcanzar la presión atmosférica (Po) por una abertura momentánea de la válvula L, el cambio de presión se lleva a cabo tan rápidamente que hay transferencia de calor con el medio externo.

El gas que se halla comprimido en el recipiente tiene que hacer algún trabajo para expulsar algo de gas hacia afuera durante la expansión adiabática. En consecuencia, inmediatamente después de cerrar la válvula, la temperatura del gas que permanece en el recipiente esta por debajo de la temperatura ambiente.

37

Luego:

00VPVP ii o también

0

0

0 V

V

P

Pi (1)

Donde gamma ( ) es la relación de los calores específicos, si al gas se le

permite calentarse hasta la temperatura ambiente, la presión aumenta a un valor Pb y como las temperaturas iniciales y final son las mismas, proceso isotérmico, se tiene:

De la ecuación anterior y resolviendo para gamma:

)/log(

)/log(

PoPi

PoPi (3)

Además tenemos:

hbhoPb

hihoPi

(4)

Que nos conduce a:

)/1log()/1log(

)/1log(

hohbhohi

hohi

(5)

Cuando X es bastante menor que la unidad se tiene:

xx )1(log (6)

Lo que nos lleva a:

hbhi

hi

(7)

4. DESARROLLO EXPERIMENTAL

Se monta el aparato indicado en la figura. El recipiente F debe contener gel de

sílice anhidro (color azul). Se introduce el aire al aparato, bombeando en el

bulbo de caucho B, Manteniendo la pinza L abierta de tal manera que la-

presión aumenta ligeramente arriba de la atmosférica (de 30 a 40 cm en la

escala del manómetro). Cerrar la pinza y dejar que el aire en F alcance la

temperatura ambiente, lo que indica la constancia de la lectura manométrica.

Anotar Pi. Destapar la botella F levantando T por un instante y cerrar

finalmente; un poco de aire escapa, anotar Po. Como en la expansión el aire se

ha enfriado se debe dejar calentar hasta la temperatura ambiente.

38

Anotar Pb. Repetir las lecturas dos veces. 5. CUESTIONARIO DE APLICACIÓN

1. Determinar el factor gamma.

2. Conseguir los valores de Cv y Cp para el aire y compararlos con el resultado anterior. Es necesario suponer que el aire es un gas perfecto compuesto únicamente de 80% de N2 y un 20% de O2 en volumen.

Se considera que las moléculas de nitrógeno y oxígeno no vibran a la

temperatura ambiente.

3. Dibuje un gráfico aproximado de la relación entre la presión y el volumen

para el caso de un gas comprimido. i

a. Isotérmicamente.

b. Adiabáticamente.

Cual de las dos gráficas es más pronunciada. De la razón si hay diferentes

pendientes.

4. Si durante el curso del experimento la presión atmosférica cambiara sería

correcto el uso da la ecuación (7) para los cálculos?

5. Por que es necesario que el frasco se abra solo momentáneamente a la

atmósfera?.

6. Si el aire del frasco contiene vapor de agua el valor de gamma sería mayor o menor que el valor de gamma para el aire seco?

6. BIBLIOGRAFIA

1. URQUIZA MANUEL. Experimentos de Fisicoquímica. Editorial Limusa.

Wuley, México 1969.

2. MARON SAMUEL Y PRUT0N CARL- Fundamentos da Fisicoquímica.

Editorial Limusa. Wuley, Mexico 1973.

3. GLASSTONE S. Textbook of Physical Chemistry. Editorial Aguilar. México 1946

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UNIVERSIDAD DE CORDOBA

FACULTAD DE CIENCIAS E INGENIERIAS DEPARTAMENTO DE QUIMICA

GUIAS DE LABORATORIO DE FISICOQUIMICA I PRACTICA N°10. ESTUDIO Y ANÁLISIS TERMODINAMICO DE UN PROCESO DE COMPRESIÓN ISOTÉRMICO 1. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Estudiar la ley de BoyIe-Mariote empleando el aire que se supone gas ideal.

Deducir la presión atmosférica. Calcular las principales variables termodinámicas, en un proceso

de compresión isotérmico. Analizar algunos aspectos de la 1ª y 2a leyes de la termodinámica.

2. MATERIALES Y REACTIVOS - Jeringa de 20-25 cm3 - Soporte Universal - Pinza para Soporte - Tapón de caucho - Balanza y Termómetro - Pesos 3. FUNDAMENTACION TEORICA

A temperatura constante (Procesos isotérmico), según la ley de Boyle, la presión (P) y el volumen V de un gas ideal satisface la ecuación:

P.V =K Considerando que P es la presión absoluta sobre el gas y equivale a la presión manométrica (Pm) + la presión atmosférica (Pa), la ecuación anterior se escribe así:

P.V = K ; (Pm + Pa)V =K ó También: Pm + Pa= K/V y Pm= K/V - Pa y si escogemos la variable X=1/V tendremos lo siguiente: Pm= K.X - Pa Que es la ecuación general de una recta. Es decir:

40

Pm = K.X - Pa

Y= m.x + b Luego al graficar:

La presión manométrica (Pm) se calcula así:

Pascalesm

New

r

MmgPm

r

Mgmg

oloAreaDelEmb

daPesaColocaoloPesoDelEmbPm

23

3

)(

Donde: m : masa. en kg del embolo, M : masa en kg de la pesa colocada g : Aceleración de la gravedad (9.8 m/seg') r : radio del embolo en mt * Consultar para un proceso isotérmico Q, E, W, H, S, G (Energía libre de Gibbs), Para completar así su marco teórico.

4. DESARROLLO EXPERIMENTAL

Realizar el siguiente montaje con la jeringa:

41

- El embolo se lubricará con un poco de aceite para que los errores debido al

rozamiento sean siempre en el mismo sentido. - Ir colocando pesas sobre el embolo, empujando con la mano este, uno a

mm hacia bajo para que así regrese a su posición final. Anotar este volumen y convertirlo a m3.

TABLA DE DATOS

1. m émbolo (g)

M pesas (g)

r= embolo (cm) M

Temperatura (°C)

2. V (cm*) M Pesas (g)

V." cte

5. CUESTIONARIO DE APLICACIÓN

1. Calcular la Presión manométrica en Pascales.

2. Convertir los volúmenes a m3

42

3. Graficar P (Pascales) contra V (m3).

4. Graficar P (Pascales) contra 1/V (m3).

5. Linealizar la anterior gráfica por mínimos cuadrados y determinar la

constante de la ley de Boyle en Pascal x m3 y la Presión atmosférica a la

que se trabajó en Pascal, atm y mm Hg).

6. Realizar la gráfica corregida.

7. Calcular el % de error sobre la Presión atmosférica hallada

)(

)(exp)(%

MonteriaP

erimentalPatmMonteriaPatmE

8. Calcular W, Q, ∆E, ∆H, ∆S, y ∆G para cada compresión

9. Hallar W, Q, ∆E, ∆H, ∆S y ∆G, totales para todo el proceso isotérmico.

10. Consignar los anteriores resultados en una tabla.

6. BIBLIOGRAFIA CASTELLAN, Gilbert W. Fisicoquímica. México: Fondo Educativo Interamericano S.A., 1976. LEVINE, Ira N. Fisicoquímica. España: Vol. I y II. Mc Graw Hill, 1996.

guias de lab. fisicoquimica i

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