informe de practica de fisicoquimica

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA-UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente-ECAPMA

Programa: Ingeniería Ambiental-IA Curso: Fisicoquímica Ambiental-FA

INFORME DE LABORATORIO

TRABAJO COLABORATIVO – TC


Presentado por: VICTOR ESNEIDER SALAZAR NAVARRO COD: 1090414029

CEAD- OCAÑA [email protected]

TUTOR VIRTUAL: ANGEL DARIO GONZALEZ

Mayo de 2015

mailto:[email protected]

http://campus02.unad.edu.co/ecapma01/user/view.php?id=501621&course=138




INFORME DE LABORATORIO PRÁCTICA

1. DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm) RESUMEN Durante el desarrollo de la práctica se pudo determinar las diferentes temperaturas que toma el agua en diferentes ambientes. Palabras Claves: Molaridad, Capacidad calorífica, Entalpía molar de disolución, ΔHsn, ΔSm, Entropía.

INTRODUCCIÓN En esta experiencia se hallara la capacidad calorífica de un calorímetro (C) mediante el balance de calor establecido en la mezcla de masas de agua a diferente temperatura, también se determinar el calor especifico de una muestra de agua experimental ya sea de industrial, agrícola o pecuaria; de igual forma de determinar la entalpia molar de disolución de Hidróxido de Sodio (NaOH) en agua; por ultimo encontraremos el porcentaje de error del ΔHsn encontrado en esta experiencia.

1. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

La capacidad calorífica (C), como propiedad extensiva de una sustancia, indica la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad de sustancia, su valor se halla mediante la ecuación: C=mce, ahora, Si se conoce el calor específico (ce) y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en la temperatura de la muestra (Δt) indicará la cantidad de calor (q)1 que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. La

ecuación para calcular el cambio de calor es:

Donde m es la masa de la muestra y Δtes el cambio de la temperatura:

El calor liberado o absorbido por reacciones que se mantienen bajo presión constante puede relacionarse a una propiedad que se llama entalpía y se le da el símbolo de H, es una propiedad extensiva y depende de la cantidad de materia. Para una disolución ó mezcla de dos componentes, La entalpía molar de disolución (ΔHsn), corresponde al calor que libera ó absorbe un sistema cuando se añade a temperatura y presión constantes, 1 mol de soluto a una cantidad suficiente de un disolvente para producir una solución de la concentración deseada (Levine I.1996); esta magnitud se expresa así:

Donde Qsn es el calor de disolución y n representa el número de moles del soluto añadido. En esta práctica, se evaluará ΔHsn, en un proceso de disolución acuosa de NaOH. Para este propósito se añadirá una cantidad conocida de hidróxido de sodio en un volumen fijo de agua. Midiendo subsecuentemente las temperaturas final e inicial del sistema y Con base en los datos del calorímetro, se realizará un balance de calor para determinar la entalpía molar de disolución, de acuerdo a la siguiente ecuación:




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

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

Recordando que Csn es el calor específico de la solución, el cual habitualmente es muy parecido al del agua pura 1.1 MENTEFACTO CONCEPTUAL

2. MATERIALES Y MÉTODOS 2.1 LISTA DE MATERIALES Y EQUIPOS

Cuadro 1.lista de materiales y equipos utilizados en la práctica 2.2 LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS

Cuadro 2.Reactivos utilizados en la práctica 2.3 PROCEDIMIENTOS 1.3.2 En Laboratorio




2.3.1Flujograma general de los procedimientos desarrollados

3. RESULTADOS Y DISCUSIÓN

3.1 TABLAS DE DATOS

Procedimiento 1

Procedimiento 2




Procedimiento 3

3. RESULTADOS ESPERADOS 3.2 ECUACIONES DE CÁLCULO

Procedimiento 1

Antes de iniciar se debe aclarar que el calorímetro que se utilizo fue uno que se hizo con vasos de icopor; pues no se tuvo acceso a uno mejor es por eso que no se pudo calcular la cantidad exacta del calor desprendido.

A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la mezcla.

Teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad, hallar la masa en gramos de cada muestra. registrar así: m1para el agua a temperatura ambiente (T) y m2 para el agua caliente (T1)

Con base en la ecuación de balance de calor:

Dónde: Q ganado = es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temperatura ambiente Q cedido= es el calor perdido por la masa de agua caliente. Se tiene que:

De esta expresión se debe despejar Ce y luego reemplazar los datos obtenidos.




Nota: Nos da negativo teniendo en cuenta que en el procedimiento al agregar los 100 ml de agua a 80° C; fue imposible llevarla a esta temperatura entonces trabajamos una temperatura de 51°C y se registro como T1. Con el valor de Ce y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C.

Procedimiento 2

A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la mezcla. - En este procedimiento no se agregaron 100 ml de agua sino 50 ml entonces por ello varia las masas m1 y m2.

Teniendo en cuenta el volumen de

agua, adicionado al calorímetro y la

densidad, hallar la masa en gramos de cada muestra. Registrar así: m1 para el agua a temperatura ambiente (T) y m2 para el agua caliente ( T1).


Dónde: Q ganado = es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temperatura ambiente Q cedido= es el calor perdido por la masa de agua caliente. Se tiene que:

De esta expresión se debe despejar Ce y luego reemplazar los datos obtenidos.

Procedimiento 3

A partir de las temperaturas T0 y

utilizando la siguiente ecuación encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la mezcla





Dónde: Qganado: es el calor ganado por el calorímetro y la masa del agua a T°ambientae(T0) Qcedido= es el calor desprendido por efecto de la disolución de NaOH Se tiene que:

Teniendo en cuenta el valor hallado de y el número de moles de Hidróxido de sodio adicionado al calorímetro, calcular la entalpia molar de disolución, así:

Calcular la molaridad (M) de la

disolución estudiada.

Compara el valor obtenido con lo

reportado en literatura y calcular el porcentaje de error. Analizar las posibles causas de error.

Con base en la información de los

numerales anteriores, determinar la entropía de la mezcla, según la ecuación.

3.3 TABLAS DE RESULTADOS

Tabla 2.Resultados obtenidos en el análisis calorimétrico 3.3.1 GRÁFICAS




3.4 DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Teniendo en cuenta que no se realizó a la temperatura requerida que era 80° C esto genero error en los cálculos; sin embargo se realizaron con el fin de aplicar y llegar a observar los diferentes cambios que ocurren cuando varían las temperaturas de las sustancias utilizadas. También afecto el tener que fabricar el calorímetro con vasos de icopor y aluminio; pues en el laboratorio no se contaba con dicho instrumento necesario para el desarrollo de la práctica.

4. CONCLUSIONES Se logró realizar la práctica y ver los

diferentes cambios que ocurrieron; sin embargo no fueron los deseados por la falta de instrumentos y a la vez el manejar diferentes temperaturas dejando así cálculos imprecisos en el momento de analizarlos.

5. CUESTIONARIO

5.1. Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas. Un calorímetro es un dispositivo que mide la cantidad de calor que se produce en una reacción. Es un sistema adiabático y por lo

tanto no permite la transferencia de energía con el medio ambiente; en tal sentido el calor liberado dentro del calorímetro debe ser totalmente absorbido por él. Hay dos clases de calorímetros, cada uno de ellos emplea un proceso diferente y han sido diseñados para situaciones diferentes también. - Calorímetro Isobárico: La reacción se efectúa a presión constante: mide el calor a presión constante, por lo tanto determina directamente la variación de la Entalpía: -Calorímetro Isocórico: La reacción se efectúa a volumen constante, llamado también bomba calorimétrica: mide el calor a volumen constante, por lo tanto determina directamente la variación de la energía interna: -Calorímetros adiabáticos Un calorímetro adiabático es un calorímetro usado para examinar un reacción descontrolada .Dado que el calorímetro se ejecuta en un entorno adiabática, cualquier calor generado por la muestra de material bajo prueba hace que la muestra aumente la temperatura. -Calorímetros de Reacción Es en que se inicia una reacción química dentro de un contenedor aislado cerrado ,la reacción se calienta y se miden la cantidad total de calor se obtiene mediante la integración de flujo de calor en función de tiempo. -Calorímetros Bomba Es de volumen constante utiliza en la medición del calor de combustión de una reacción particular, ellos tiene que soportar la gran presión dentro del calorímetro como se mide la reacción. -Calorímetro de presión constante Un calorímetro de presión constante mide el cambio de entalpia de una reacción que se produce en solución durante el cual la presión atmosférica se mantiene constante. -Calorímetro de barrido diferencial En un calorímetro de diferencial de barrido, el



INFORME DE LABORATORIO flujo de calor en una muestra por lo general contenida en una capsula de aluminio pequeña o pan se mide diferencialmente, es decir, por comparación con el flujo en un platillo de referencia vacía. -Calorímetro de titulación isotérmica Un calorímetro de valoración isotérmica, el calor de reacción se usa para seguir un experimento de valoración, esta determinación de permisos del punto medio de una reacción, así como su entalpia, la entropía y de principal preocupación la afinidad de unión. 5.2. ¿Qué significa calor diferencial de una solución?

Es el calor de solución de un mol de soluto en una cantidad de volumen de solución tan grande, que la adición de un mol más de soluto no cambia la concentración apreciablemente en otras palabras, es el calor absorbido cuando un mol de sólido se disuelve en una solución que está prácticamente saturada. 5.3. ¿Cuáles son las aplicaciones industriales de la entalpía molar de disolución?

El estudio de la entalpía se ha convertido en una herramienta muy importante para resolver una gran variedad de problemas en la industria química. Una de las tantas aplicaciones por ejemplo; es el de los valores correspondientes de las entalpías de cada uno de los componentes de un sistema reaccionante en la ecuación del flujo molecular de calor, en conjunción con el de las conductividades térmicas como una de las propiedades termodinámicas de los materiales de construcción de los equipos, en los efectos térmicos que se pueden derivar en los mismos. Desde el punto de vista de diferentes ingenierías y en especial la Química resulta

de gran importancia saber, que gran cantidad de las industrias químicas utilizan ampliamente la transferencia de calor en sus procesos industriales La entalpía tiene un papel importante en diferentes campos, ejemplo en el frió necesario para refrigeración de los alimentos (peces) en el cual influye las inevitables perdidas que causa la entrada de calor del ambiente más caliente; como medida de frió es necesario las diferencias de entalpía entre las temperaturas inicial y final del proceso de refrigeración o congelación, de forma particular podemos observar que la entalpía de disolución es utilizada en fábricas de gaseosas pues están asociadas a la disolución de una sustancia en un solvente; en otros procesos de la aislados de la industria podemos encontrar que en la magneto hidrodinámica se tratan de aprovechar las diferencias de la entalpía para generar, con utilidad práctica la electricidad. 5.4. ¿Cuál es el papel fisicoquímico que desempeñan los iones Na+ aqy Claq en el proceso de disolución? Existen dos tipos de solutos: electrolitos y no electrolitos. Un soluto del tipo no electrolito, es una sustancia no conductora de la corriente eléctrica, debido a que no genera iones, constituyendo parte de una disolución no electrolítica. Un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua se disocia o separa en sus correspondientes iones (especias químicas que presentan carga positiva o negativa), formando una disolución capaz de transportar la corriente eléctrica. Dicha disolución, se conoce como disolución electrolítica. El cloruro de sodio (NaCl) es de hecho la unión de un ion Na+ y de un ion Cl- que se atraen mutuamente bajo el efecto de la atracción electrostática.



INFORME DE LABORATORIO 5.5. Hallar el calor de disolución del NaOH en agua, cuando al disolver 1,2g de NaOH sólido en 250 mL, la temperatura de la disolución se incrementa en 1,24 ºC. Así mismo, calcular la entalpía molar de disolución del NaOH. Para hallar el calor de disolución utilizamos la siguiente formula: Q sn= m· c· ΔT ΔT= 1.24 °C c = El calor específico del agua es 1 Cal / (g * °C) m = 250 mL de agua, lo cual equivale a 250 g de agua + 1.2 g NaOH = 251.2 g Q sn= 251.2 g * 1 cal / (g * °C) * 1.24°C Q sn= 311.48 cal Para hallar la Entalpía molar de disolución utilizamos la ecuación: ΔHsn= ΔHsn= 311.48 cal / 1.2 g ΔHsn= 259.57 cal / g Se convierten a julios 1 cal = 4.186 J, entonces 259.57 cal es igual a 1086,56 J/g ΔHsn=1086,56 J/g

6. BIBLIOGRAFÍA [1] Granados Moreno J. (2013). Fisicoquímica Ambiental. Guías de laboratorio. Universidad Nacional Abierta y A Distancia - UNAD [2] Granados Moreno J. (2011). Fisicoquímica ambiental. Módulo didáctico. Universidad Nacional Abierta y a Distancia – UNAD

PRÁCTICA 2. DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS

GASES

INTRODUCCIÓN

Con la realización de esta práctica se lograra investigar cuantidad de gas carbónico se recolectara a partir de la reacción entre ácido clorhídrico y el carbonato de calcio, se quiere investigar la relación entre el número de moles(n) y el volumen de CO 2 (V) producido en condiciones de P y T constantes.

Mentefacto Conceptual

1. MATERIALES Y MÉTODOS

1.1 Materiales y Equipos requeridos




1.2 Reactivos a utilizar

1.3 Procedimiento 1.3.1 En Laboratorio

2. TABLA DE DATOS Y CALCULOS

3. Resultados esperados:

Recolectar el gas carbónico a partir de

la reacción entre ácido clorhídrico y el carbonato de calcio.

Establecer la relación entre el número de moles(n)y el volumen de CO2 (v) producido en condiciones de P y T constantes.

CALCULOS



INFORME DE LABORATORIO El siguiente paso es hallar la presión en atm de CO2 para ello se utiliza la siguiente expresión. PCO2=Patmosférica–PVapordeH2O P atmosferica de Bucaramanga es: 680 mmHg P Vapor de H2O a 26°C es: 25.23 mmHg PCO2= 680 mmHg – 25.23 mmHg PCO2= 654.77 mmHg Ahora se deben convertir en atm 1 atm = 760 mmHg se realiza una regla de tres 654.77 mmHg X 760 mmHg 1 atm

Graficar Volumen contra número de moles de CO2

Linealizarla por el método estadístico de los mínimos cuadrados, encontrar la pendiente (m) y el coeficiente de correlación (r2). Y= -375 X + 10,5 R 2 = 1 m= -375 Teniendo en cuenta la pendiente de la recta, lo mismo que temperatura promedio y presión del gas carbónico, calcular la constante universal de los gases (R).

Despejando

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

GRÁFICAS

Mostrar las respectivas gráficas de V contra n.

Grafica 1: Volumen contra Número de moles CUESTIONARIO

1. ¿Cuáles son los principales factores

de error en este experimento?



INFORME DE LABORATORIO En este experimento no se pudo analizar en el procedimiento 1 y 2; en 0.1 g y 0.2 g; no se evidencio ninguna reacción ni cambio en el volumen; por esta razón no se halló la temperatura ni la presión. 2. Calcular el rendimiento o eficiencia

de la reacción química en cada experimento, promediar los valores y analizar el resultado.

Pesos atómicos: Ca=40 H=1 O=16 C=12 Cl=35,5 Pesos moleculares: CaCO3=(40x1)+(12x1)+(16x3)=40+12+48=1 0... HCl = (1x1) + (35,5x1)=1+35,5= 36,5 x 2= 73g/mol CO2 = (12x1) + (16x2)=12+32=44g/mol b) Rendimiento Teórico:

100g CaCO3 -------- 44g CO2 3g CaCO3 ------------ X= 1,32g CO2 El rendimiento teórico es 1,32g CO2. 3. ¿Cuál será la relación entre volumen

y número de moles para un gas real o no ideal?

La ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals:

Dónde:

4. ¿Cuáles son las principales

ecuaciones de estado de las gases reales o no ideales?

GLOSARIO

Valores de R: La constante universal de los gases puede expresarse en un conjunto de unidades, dependiendo de las que se le asignen a la presión y el volumen. Además, R puede relacionarse con unidades de trabajo y energía

BIBLIOGRAFÍA

Granados Moreno J. (2011). Fisicoquímica ambiental. Módulo didáctico. Universidad Nacional Abierta y a Distancia – UNAD.




PRÁCTICA 3. CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO

DE SODIO, POR MEDIO DEL HCl CONCENTRADO

RESUMEN

La cinética química es el estudio de las velocidades de las reacciones químicas y de los mecanismos mediante los que tienen lugar La cinética química introduce la variable tiempo en el estudio de las reacciones químicas y estudia el camino que siguen los reactivos para convertirse en productos. Palabras Claves: Energía de activación, Cinética química, Temperatura

INTRODUCCIÓN En la siguiente práctica se pretende estudiar la cinética de la reacción entre el tiosulfato de sodio y el ácido clorhídrico, a partir de soluciones estándar de tiosulfato y manteniendo constante la concentración del HCl durante el proceso. E tiosulfato de sodio es una sustancia que se descompone al ser calentada a altas temperaturas produciendo humos tóxicos como el dióxido de azufre.

1. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

El tiosulfato de sodio reacciona con el HCl de acuerdo a la siguiente reacción:

El ácido clorhídrico reacciona con el tiosulfato poniendo en libertad al ácido tiosulfúrico(H2S2O3), que se descompone instantáneamente en dióxido de azufre, agua y azufre, el cual se precipita en la solución produciendo u apocamiento de la misma. De esta forma, a través de la

reducción del azufre (2S+2 + 4e- --> 2S° ), se puede seguir la cinética de esta reacción. La ley de velocidad es:

Aplicando el logaritmo decimal a ambos lados de la ecuación de velocidad (método diferencial de JacobusVan’tHoff), se obtiene:

Estas ecuación es una expresión lineal de la forma: Y = mX + b, donde

Por lo tanto, al

graficar LogV contra se debe obtener una línea de pendiente igual al orden de reacción (n) e intercepto

Esto

Significa: A partir del intercepto, se calcula el valor de la constante específica de velocidad (K):

Conociendo este dato (K) y suponiendo que la reacción es de primer orden, se determina el semiperíodo o período de vida media (t1/2) así:



INFORME DE LABORATORIO Además, si el proceso se desarrolla a dos temperaturas diferentes, puede encontrarse la energía de activación de la reacción (Eac) y el factor de frecuencia de colisiones (A), aplicando la ecuación o el método gráfico de la ley de Arrhenius.

De la anterior ecuación se puede despejar A, con el fin de sustituir los valores de: energía de activación, Temperatura y constante específica de velocidad , para hallar el factor de frecuencia de colisiones. 1.1 MENTEFACTO CONCEPTUAL

2. MATERIALES Y MÉTODOS 2.1 LISTA DE MATERIALES Y EQUIPOS

Cuadro 1. Lista de materiales y equipos utilizados en la práctica 2.2 LISTA DE REACTIVOS UTILIZADOS

2.3 PROCEDIMIENTOS 1.3.2 En Laboratorio

2.3.1 Flujo grama general de los procedimientos desarrollados.




3. RESULTADOS Y DISCUSIÓN 3.1 TABLAS DE DATOS

3. RESULTADOS ESPERADOS 3.2 ECUACIONES DE CÁLCULO Y GRAFICAS 1. En una sola hoja milimetrada, y con diferentes colores, trazar las gráficas de Log V contra Log [Na2S2O3], para cada temperatura.

Grafica 1.Log V contra Log [Na2S2O3]

Nota: Se realizó solo una gráfica porque solo se pudo trabajar a una temperatura de 26° C; al convertirlo seria 299 K. 2. Linealizar las anteriores graficas por el método de mínimos cuadrados y a partir de la pendiente m y el intercepto b; calculados para cada una; encontrar el orden de reacción n y las constantes específicas de velocidad ( K1 Y K2). En este caso sería solo K1 teniendo en cuenta que se trabajó solo con una temperatura que fue 299 K.

Se debe calcular K

A continuación se determinara el semiperiodo o el periodo de vida media (t1/2)

El cálculo de Log K1/ K2 no se puede realizar ya que se trabajó solo con una temperatura. No se puede encontrar el valor de la energía de activación. 3. Trazar la gráfica de Log K contra 1/ T y a partir del intercepto b, encontrar el factor de



INFORME DE LABORATORIO frecuencia de arrhenius. Nota: No se puede calcular teniendo en cuenta que solo tenemos un valor para la temperatura; sin embardo a continuación se muestra la gráfica con una temperatura de 299 K.

5. Trazar la gráfica de [Na2S2O3] contra

tiempo, analizar.

3.3 TABLAS DE RESULTADOS

Nota: No se obtienen resultados en Eac y A , pues era necesario tener otra temperatura y no fue posible pues no se realizó el procedimiento de colocar los beakers en un baño de hielo.

4. CONCLUSIONES

A mayor temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas de los reactivos, el choque es más rápido y su velocidad es mayor, por eso cuando se aumenta la temperatura de la reacción y la concentración, el tiempo es mucho más pequeño.




6. CUESTIONARIO

5.1. ¿A qué temperatura ocurrió más rápida la reacción? Qué tipo de parámetros obtenidos por usted en esta práctica, justifican su respuesta?

Dado a la falta de hielo en el laboratorio solo fue posible realizar la práctica correspondiente a la toma de temperatura T1. La temperatura a la cual ocurrió más rápido la reacción fue a los 36 segundos a una temperatura de 26° C; El parámetro más evidente para sustentar la rapidez de la reacción se fundamenta principalmente en el hecho que a mayor concentración mayor es la velocidad de reacción. 6.2. ¿Por qué se trabaja con ácido

clorhídrico de concentración constante (1M)?

Porque el reactivo límite de la reacción es el tiosulfato de sodio y para evaluar la cinética de una reacción se estudia el cambio de concentración de uno de los reactivos con respecto al tiempo por lo tanto en este caso lo ideal es que la concentración del ácido permanezca constante para no añadir más variables a la práctica. 6.3. ¿Qué significados tienen los valores

de la energía de activación, el valor de frecuencia de Arrhenius y el período de vida media, determinados por usted en este experimento?

La energía de activación es la energía necesaria para que se dé la conversión de reactivos a productos, el valor de frecuencia se utiliza para comprobar la dependencia de la constante de velocidad (ocinética) de una reacción química con

respecto a la temperatura a la que se lleva a cabo esa reacción. 5.4. ¿Cuáles son las principales aplicaciones de la cinética química a nivel Ambiental?

La cinética química impacta sobre el medio ambiente dado que algunos productos se degradan rápidamente y otros lentamente. Por otra parte la cinética es la precursora de las reacciones que dan origen al Ozono. El ozono se produce en la estratósfera (10 a 50km de altura sobre la superficie terrestre) por la acción de la radiación ultravioleta solar, que a través de una reacción química de fotólisis, causa la ruptura de los enlaces de las moléculas de O2, formando oxígeno atómico (O), el cual a su vez se combina con más oxígeno molecular (O2) produciendo el ozono. Por lo tanto, tres moléculas de oxígeno molecular se transforman a través de la radiación UV en 2 moléculas de ozono (2O3) La mayor cantidad de ozono se producen la estratosfera ecuatorial, donde la radiación solares más intensa y desde aquí es transportado por los movimientos de aire hacia el resto de la atmósfera.

5. BIBLIOGRAFÍA

[1] Granados Moreno J. (2013).

Fisicoquímica Ambiental. Guías de laboratorio. Universidad Nacional Abierta y A Distancia - UNAD

[2] Granados Moreno J. (2011). Fisicoquímica ambiental. Módulo didáctico. Universidad Nacional Abierta y a Distancia – UNAD

[3] Granados Moreno J. (2011). Fisicoquímica ambiental. Protocolo del curso. Universidad Nacional Abierta y a Distancia – UNAD.

informe de practica de fisicoquimica

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