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MANUAL DE PRÁCTICAS

LABORATORIO DE PROCESOS QUÍMICOS INDUSTRIALES.

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ÍNDICE

Pág.

Introducción 3

Normas Generales del Laboratorio 4

Materiales de uso común en el Laboratorio 7

Equipos de uso común en el Laboratorio. 10

Práctica 01- Determinación del Calor de Combustión del Naftaleno

11

Practica 02. Determinación del Diagrama de Fase Sólido-Liquido para el

Sistema Naftaleno-Difenilamina. Mezcla Eutéctica. 27

Practica N° 03. Estudio de la Cinética de Oxidación de Etanol por medio de Espectroscopia

Visible

Practica N° 04. Determinación del Carácter Ideal de soluciones acuosas de Etanol a partir del

Abatimiento del Punto de Congelación

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INTRODUCCIÓN

El laboratorio de procesos Químicos Industriales es un lugar donde se realiza observaciones

con carácter científico, se alcanzan informaciones, generalmente en forma de datos que

desarrolla las capacidades de experimentación, observación y comunicación que conducen a la

elaboración de un informe, una vez que se cumple todo el trabajo de laboratorio. Para poder

cumplir con este propósito se requiere de un entrenamiento específico que se va adquiriendo

paulatinamente a medida que se avanza en la ejecución de los trabajos de laboratorio, se ha

establecido una metodología operativa de cómo, realizar las tareas, denominada Práctica de

Laboratorio.

En la formación del Estudiante como Ing. Industrial, la Práctica de Laboratorio desarrolla la

comprensión de cada experimento a través del proceder en la forma descrita, logra el significado

de los resultados obtenidos consciente de los errores propios del método aplicado, fomenta la

gestión de desechos peligros generados durante la ejecución de los trabajos de laboratorios, para

así mantener la seguridad y minimizar las amenazas inmediatas y a largo plazo sobre el

ambiente, personas, bienes e instalaciones.

El presente manual ha sido elaborado para proporcionar de manera clara y concisa todos los

aspectos relacionados a cada una de las prácticas. En la primera parte, se encuentra las normas

que se deben seguir en el laboratorio, tales como: las normas de seguridad, las de manipulación

de las sustancias químicas, las de limpieza y orden, las de asistencia, entre otras. En las mismas y

de una forma secuencial están los pasos a seguir para facilitar el buen desenvolvimiento del

estudiante.

Posteriormente, se desarrollan por separado cada una de las prácticas correspondientes al

laboratorio, en las cuales se muestra los objetivos, la introducción a la experiencia, los equipos,

materiales y reactivos a utilizar, las normas para la manipulación de sustancia químicas, la

identificación de peligros de las sustancias a utilizar y medidas de primeros auxilios, descripción

de la experiencia, gestión de desechos generados en la práctica, los cálculos requeridos para

completar el informe de laboratorio. Adicionalmente, cada práctica presenta la referencia

bibliográfica consultada para sustentar tanto la experimentación como el fundamento teórico de

la práctica.

Es necesario destacar que la presente guía fue desarrollada de manera que el estudiante pueda

ser autodidacta a la hora de desempeñarse en el laboratorio.

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NORMAS DE LABORATORIO

Para llevar a cabo el programa de las prácticas dentro del laboratorio es necesario cumplir

con ciertas normas, entre las cuales se tienen las de seguridad, manipulación de sustancias,

limpieza y orden, normas de asistencia, normas de evaluación, de esta manera se garantiza la

seguridad de las personas, el cuidado del medio ambiente, el adecuado funcionamiento de los

equipos y el cumplimiento de los procedimientos, a continuación se nombran las normas de

mayor importancia:

Normas de seguridad

1. Debe hacerse uso de batas de laboratorio, se recomienda el uso de batas que se puedan

quitar rápidamente.

2. Deben utilizarse permanentemente lentes de protección en el área del laboratorio.

3. El calzado de protección debe ser cerrado, antirresbalante.

4. Evitar tener el cabello suelto.

5. Se prohíbe entrar al laboratorio con Faldas, bermudas.

6. Se prohíbe fumar.

7. Se prohíbe manipular alimentos y bebidas. Además, evite almacenar comidas o bebidas

en las neveras de los laboratorios usadas para el almacenamiento de material de

laboratorio.

8. Para hacer uso de los materiales, equipos y sustancias del laboratorio, el estudiante

deberá disponer de la práctica de laboratorio correspondiente a ese día y tener un

conocimiento previo de la actividad que va a realizar de acuerdo a la práctica que

corresponda.

9. El uso y manejo de los materiales, equipos y sustancias dentro del laboratorio, deberá

ser con la previa autorización del docente, este debe velar por el uso correcto de los

mismos.

10. Los materiales y equipos utilizados durante las prácticas, deberán ser dejados en buen

estado y en perfecto orden.

11. Observe donde coloca el material caliente. Cerciórese de que está frío antes de tomarlo

con sus manos.

12. Cuando caliente un tubo de ensayo no lo haga por el fondo, sino por las paredes, para

evitar la expulsión de su contenido, ni lo apunte hacia usted o sus vecinos.

13. No dejar encendido los equipos que se utilizaron durante la práctica de laboratorio.

14. Al finalizar la actividad en el laboratorio, el docente no puede retirarse hasta que salga

el último estudiante del laboratorio.

Normas para la manipulación de las sustancias químicas:

1. Considerar toda sustancia como peligrosa a menos que se tenga información definitiva

de lo contrario.

2. Antes de usar un reactivo químico o una solución lea cuidadosamente la etiqueta para

identificar el contenido y los signos de peligrosidad que aparecen en los frascos.

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3. Nunca debe probar una sustancia.

4. Hacer uso de las campanas de extracción cuando se manipule con sustancias que

desprendan vapores tóxicos o corrosivos, humos, polvos o agentes nocivos.

5. La manipulación de ácidos concentrados debe efectuarse dentro de la campana de

extracción, para evitar salpicaduras que puedan afectar a usted mismo o a sus

compañeros.

6. Los ácidos y las bases fuertes deben manipularse con mucha precaución, ya que la

mayoría son corrosivos y, si caen sobre la piel o la ropa, pueden producir heridas y

quemaduras importantes.

7. Haga uso de las pipetas y pro pipetas al succionar alguna sustancia líquida o solución,

nunca succione ningún líquido o solución con la boca.

8. Evite el contacto de las manos con los ojos y otras mucosas mientras realiza los

análisis.

9. Tome exactamente la cantidad necesaria del reactivo a utilizar y no deje destapados los

frascos ni aspires su contenido.

10. Si tiene que mezclar algún ácido (por ejemplo, ácido sulfúrico) con agua, vierta con

cuidado el ácido sobre el agua, nunca al contrario, pues el ácido «saltaría» y podría

provocarle quemaduras en la cara y los ojos.

11. Al percibir el olor de un líquido, no ponga la cara sobre la boca del recipiente. Con su

mano abanique el aroma.

12. Nunca coloque las sustancias directamente en los platillos de las balanzas, utilice los

vidrios de reloj o papel adecuado. Los líquidos se pueden pesar en probetas o en vasos

de precipitados.

13. Si cae en usted o en su ropa una sustancia química, debe lavarse directamente con

abundante agua.

14. Cuando se inflaman líquidos contenidos en los matraces o vasos, tape la boca de estos

con un vidrio de reloj o con una cápsula.

15. No arroje cuerpos sólidos ni sustancias, en los canales o fregaderos.

16. Lávese las manos con jabón después de tocar cualquier producto químico

Normas de limpieza y orden:

1. Mantener siempre limpia y libre de obstáculos la zona de trabajo.

2. Recoger los frascos de reactivos al acabar de utilizarlos.

3. Colocar siempre los residuos y la basura en contenedores y recipientes adecuados.

4. Desechar el material de vidrio roto o con fisuras en el contenedor apropiado.

5. Limpiar, guardar y conservar correctamente el material y los equipos después de usarlos

Normas de asistencia:

1. El día y la hora de entrada a los laboratorios, quedará establecido en el horario de clases

que corresponda, solo se reprogramaran clases a disposición del docente.

2. Una vez transcurridos 10 minutos de iniciada la clase, el estudiante no podrá acceder al

laboratorio.

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3. La asistencia es obligatoria, si el estudiante pierde un 15% de las asistencias, reprueba

la materia.

4. El estudiante deberá presentarse con las guías correspondientes a la práctica a realizar,

de lo contrario no podrá acceder al laboratorio y perderá la práctica, sin derecho a

recuperarla.

5. Del estudiante no asistir a una práctica, este tendrá opción a recuperar si el profesor así

lo autoriza y siempre que sea debidamente justificada la inasistencia (esta consideración

dependerá de cada profesor).

Normas de evaluación:

1. Antes de cada práctica, el estudiante deberá presentar una prueba corta, pre- laboratorio

o en su defecto el tipo de evaluación que el docente considere prudente, si el estudiante

obtiene una calificación inferior a los 15 puntos (en una escala del 1 al 20), este no

podrá realizar la práctica que corresponda a ese día y quedará inasistente.

2. Los informes correspondientes a cada práctica, deben ser entregados en la práctica

inmediata siguiente. No se recibirán informes fuera de lo establecido a menos que este

debidamente justificado y bajo la aprobación del profesor.

Los informes de laboratorio deberán seguir la estructura establecida en la “Guía para la

Elaboración de Informes de Laboratorio”. Los criterios de evaluación de cada aspecto del

informe lo establecerá el docente y se lo comunicará a los estudiantes

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Materiales de uso común en el laboratorio

Agitador o varilla de vidrio: material de vidrio que se utiliza para

agitar soluciones o mezclar sustancias.

Balón fondo redondo: material de vidrio que se utiliza para preparar

soluciones o reacciones químicas durante el proceso de destilación.

Matraz Aforado o Fiola: instrumento de vidrio de cuello largo y

angosto, se usa para preparar soluciones. Capacidades: 50 ml; 100

ml; 20 ml; 250 ml; 500 ml, 1 L., etc.

Cápsula de Porcelana: material de laboratorio de porcelana, que se

utiliza para la separación de mezclas, por evaporación y para someter

al calor ciertas sustancias que requieren de elevadas temperaturas.

Mortero: material de laboratorio de porcelana o de vidrio, que se usa

para moler o reducir el tamaño de las sustancias. Consta de dos partes:

el mazo y el mortero propiamente dicho.

Espátula doble: material de laboratorio que sirve para sacar las

sustancias sólidas de los recipientes que las contienen. Pueden ser de

acero inoxidable o de porcelana.

Embudo: material de laboratorio de plástico o de vidrio, que se usa

para trasvasar soluciones y filtración por gravedad.

Tubos de Ensayo: instrumento de laboratorio de vidrio que se emplea

para realizar los ensayos o pruebas de laboratorio.

Matraz Erlenmeyer: recipientes de vidrio de diversas formas y

capacidades que se emplean en el laboratorio para calentar líquidos

cuando hay peligro de pérdida de vaporización o para titular en el

análisis cuantitativo.

Bureta: instrumento cilíndrico de vidrio graduado, alargado, que

termina en una llave para poder controlar el flujo del líquido que se va

a medir. Se usa en operaciones en que se necesita medir volúmenes

con gran exactitud.

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Materiales de uso común en el laboratorio (continuación)

Mechero: es un instrumento de vidrio o metal, destinado a

proporcionar combustión. Los más usados son los de alcohol y los de

gas, principalmente, el de Bunsen.

Gradilla: material de laboratorio de madera o metal, que se usa como

soporte de los tubos de ensayo.

Vidrio de reloj: es una lámina de vidrio en forma circular cóncava-

convexa. Se utiliza para evaporar líquidos, pesar productos sólidos o

como cubierta de vasos de precipitados, contener sustancias

parcialmente corrosivas.

Pinzas: instrumento de laboratorio de madera o metal, que se usa para

coger crisoles, cápsulas de porcelana, vasos de precipitados, etc.

Pipeta volumétrica y aforada: son instrumentos de vidrio que se

usan para medir los líquidos con mayor exactitud. Capacidades: 1 ml,

2 ml, 5 ml, 10 ml, etc.

Cilindro o Probeta Graduada: instrumento de laboratorio de vidrio

o plástico, que se emplea para medir el volumen de los líquidos.

Capacidades: 25 ml, 50 ml, 100 ml, 250 ml, 500 ml, etc.

Vasos de Precipitados: material de laboratorio de vidrio o plástico,

que se usa como recipiente y también para obtener precipitados.

Capacidades: 50 ml, 100 ml, 150 ml, 400 ml, 600 ml, etc.

Soporte Universal: instrumento de laboratorio de metal, que se usa

como base soporte para el montaje de diversos aparatos, así por

ejemplo, los que se usan en destilación, filtración, titulación, etc

Termómetro: Instrumento que mide la temperatura en grados

centígrados o fahrenheit.

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Materiales de uso común en el laboratorio (continuación)

Trípode: material de laboratorio de metal, que se usa como soporte

al calentar otros materiales.

Pizeta o Frasco Lavador: es un frasco cilíndrico de plástico con

pico largo, que se utiliza para contener algún solvente, por lo general

agua destilada o desmineralizada, aunque también solventes

orgánicos como etanol, metanol, hexano, etc.

Refrigerantes: material de vidrio, que se usa para condensar los

vapores que se desprenden en el proceso de destilación, por medio

de un líquido refrigerante que circula por este.

Tubo conector de tres vías con brazo lateral en ángulo de 75°:

material de vidrio utilizado en el montaje para el proceso de

destilación.

Tubo conector de drenaje en ángulo de 105°: material de vidrio

utilizado en el montaje para el proceso de destilación, donde se

recoge el vapor condensado.

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Equipos de uso común en el laboratorio.

Balanza analítica: Es un instrumento utilizado para medir

la masa de una sustancia u objeto pequeño, su característica

más importante es que poseen muy poca incertidumbre

(0,00001g/0,01 mg), lo que las hace ideales para utilizarse

en mediciones muy precisas, generalmente son digitales, y

algunas pueden desplegar la información en distintos

sistemas de unidades.

Refractómetro: equipo utilizado para medir el índice de

refracción de sustancias.

Espectrofotómetro UV: se utilizada para determinar la

absorbancia, transmitancia de un elemento determinado a

longitudes de ondas específicas.

Calorímetro: se utiliza par determinar el calor de

combustión de sustancias.

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PRACTICA N° 01. DETERMINACION DEL CALOR DE COMBUSTIÓN DEL

NAFTALENO

1. OBJETIVO:

Objetivos generales:

Determinar el calor de combustión de un compuesto orgánico C10 H8 (naftaleno)

utilizando un calorímetro de bomba adiabática (con capacidad calorífica desconocida) y

calcular su respectivo calor de formación H°f. Efectuar una adecuada gestión de

desechos peligros generados en el laboratorio: recolección, tratamiento y disposición

final.

Objetivos específicos:

Determinar la capacidad calorífica del calorímetro, usando como estándar al ácido

benzoico.

Calcular los calores de combustión del naftaleno a volumen y presión constante.

Determinar la entalpía de formación del naftaleno a partir de los calores de formación.

Recolectar los desechos generados durante la práctica.

Tratar (cuando sea factible) los desechos generados del proceso para su disposición final.

2. INTRODUCCION.

Vamos a estudiar en esta práctica la variación de energía que acompaña a un sistema en el que

se realiza una reacción química a temperatura y volumen, utilizando una bomba adiabática.

En los cambios químicos, los enlaces que mantienen unidos a los átomos en las moléculas de

los reaccionantes tendrán que ser rotos y deberán formarse nuevos enlaces en las moléculas de

los productos. Ahora bien, todo cambio químico va acompañado de un cambio de energía. La

energía requerida para romper un enlace y la energía emitida para formar un nuevo enlace, es

definida y característica para cada enlace. Por lo tanto, la energía de las moléculas del producto

puede ser mayor o menor que la energía de las moléculas de los reaccionantes. Estos cambios de

energía se conocen como calores de reacción y la medición de estos constituye el centro de

interés de la Termodinámica, La cual se encarga de estudiar los fundamentos térmicos que

acompañan a las reacciones químicas. Ciertas reacciones desprenden calor (exotérmicas), otras

lo absorben (endotérmicas), para cada una de estas se define un calor de reacción a volumen

constante o a presión constante. Algunos calores de reacción se pueden medir por métodos

calorimétricos.

El conocimiento de los calores de reacción es fundamental en la práctica industrial.

FUNDAMENTO TEÓRICO

Antes de entrar en el tema, es conveniente definir algunos términos de interés para el

desarrollo del enfoque teórico que engloba la Termoquímica, la Termodinámica y la

Calorimetría.

Sistema: se refiere a una cantidad de materia definida por alguna superficie cerrada que se

denomina “límite del sistema”, todo lo ajeno al sistema se conoce como alrededor.

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Aquí el sistema de interés es el sistema aislado, aquel que está completamente aislado de lo

que lo rodea (E= cte, ΔE = 0).

Estado: condición en que se encuentra un sistema en un momento dado. El estado de un

sistema está definido por el conjunto de propiedades (presión, temperatura, densidad, etc.)

Proceso: consiste en el cambio de estado de un sistema. Si una o más propiedades cambian, el

sistema ha sufrido un proceso. Para conocerlo hay que saber en que condiciones se produjo el

cambio de estado.

Proceso de equilibrio: es cuando todas sus propiedades están en equilibrio.

Calor: es una forma de intercambio de energía entre el sistema y sus alrededores debido a una

diferencia de temperatura. El calor es energía en tránsito, siempre fluye de una zona de mayor

temperatura a otra de menor temperatura.

Energía Interna (E): energía que posee el sistema en su interior, es la capacidad de

intercambiar trabajo y calor. Es una propiedad de estado.

Entalpía (H): cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar

con su entorno. Por ejemplo en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía

del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. Se expresa en términos de la

energía interna (E) y de la capacidad de realizar un trabajo (W). Es una propiedad de estado

)PV)EH(WEH( Primer Principio de la Termodinámica.

Ecuaciones Termodinámica: son aquellas que representan simultáneamente las reacciones de

masa y entalpía de reacción (ΔH: diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de

los reaccionantes).

Ejemplo:

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH = -890 KS.

Calorimetría: con el término calorimetría se designa los métodos experimentales para medir

cambios de calor.

Calor específico (Cs): es la cantidad de calor que se requiere para elevar en un grado

centígrado la temperatura de un gramo de sustancia.

Capacidad calorífica (C): es la cantidad de calor requerido para elevar un grado centígrado la

temperatura de una cantidad dada de sustancia. La relación entre la capacidad calorífica y el

calor específico viene dada por:

Cs..mC m = masa en gramos.

Calorímetro: instrumento usado para medir el calor de combustión asociado a una reacción

química.

Calorimetría a volumen constante: Resumen.

Los calores de combustión comúnmente se miden colocando una masa conocida del

compuesto en estudio, en un recipiente de acero, llamado bomba calorimétrica, a volumen

constante perfectamente aislada del medio exterior, la cual se llena con oxigeno a unas 25

atmósfera de presión. La bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de agua con el

objeto de medir la elevación de su temperatura por la absorción del calor desprendido (reacción

exotérmica), por la reacción de combustión el calor de la reacción se obtienen entonces

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directamente de la masa, del cambio de temperatura y del calor específico de cada uno de los

elementos que integran el sistema termodinámico operando en un medio adiabático.

Calor de Reacción.

El cambio térmico asociado a una reacción química es, en general, una cantidad indefinida, a

menos que se especifique el camino seguido durante el proceso. Se denomina calor de reacción

al cambio de energía producido cuando se lleva a cabo isotérmicamente. Según sea isobárico o

isocórico se tendrá:

A ( P1 ,T1 ,V 1 ) B ( P 1 ,T1 ,V 2 ) Qp (1)

A ( P1 ,T1 ,V1 ) B ( P 2 ,T1 ,V 1 ) Qv (2)

La relación entre Qp y Qv se puede hallar a partir de la 1º ley de la termodinámica y la

definición de entalpía, se expresa como:

Qp = H = HB (P1,T1,V2) – HA (P1,T1,V1) = EB (P1,T1,V2) – EA (P1,T1,V1) + P1V

Qv = E = EB (P2,T1,V1) - EA (P1,T1,V1)

Entonces: H - E = EB + P1V (3)

Donde EB es la variación de la energía interna para el proceso:

B (P2,T1,V1) B (P1,T1,V2)

Como el miembro de la derecha de la ec. (3) es pequeño, comparado con H o E (en un

orden del 0,1 al 1%), para calcularlo pueden hacerse ciertas aproximaciones. Si en la reacción

solo intervienen fases condensadas (sólidos y líquidos) se considera EB = 0 (porque en este

caso E y H son prácticamente independientes de P y V) y las variaciones del volumen son

despreciable (P1 V= 0 ) de manera que H = E.

Si intervienen gases, se supone su comportamiento ideal, por lo que EB = 0 (E y H sólo

depende de T) y considerando en V sólo el volumen de los gases, se llega a:

H = E + ng RT (4)

Calores de Combustión y de Formación.

Se denomina calores de combustión a la variación de entalpía que acompaña a la combustión

completa a 25ºC y 1 atm, de un mol de sustancia para dar CO2 (g) y H2O (l).

Si consideramos un sólido orgánico solo de tipo Cx H y O z , se tendrá:

Cx Hy Oz (s) + (x + ¼ y - ½ z) O2 (g) x CO2 (g) + ½ y H2O (l) Hc

Si, se determina experimentalmente Ec, se tendrá el valor de Hc mediante la ec. (4).

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El calor de formación de un compuesto se define como la variación de entalpía producida

cuando se forma un mol de dicho compuesto a partir de sus elementos en su estado estándar.

Para la sustancia anterior tenemos:

x C (s) + + ½ y H2 (g) + ½ z O2 (g) Cx Hy Oz (s) ΔHº f

Como, por definición, el calor de formación de los elementos es cero, de la combustión se

tiene:

ΔH° c = x ΔHº f (CO2) + ½ y ΔHº f (H2O) – ΔHº f (Cx Hy Oz) (5)

Utilizando las ecuaciones (4) y (5), se puede despejar el ΔHº f del compuesto.

Los valores de ΔHº f a 298K son: CO2 (g) = -94,05 y H2O (l) = -68,32 Kcal \ mol.

Aun cuando ΔEc se determina experimentalmente a 25°C, su valor no corresponderá

exactamente a ΔE°c, debido a que no se trabaja a 1 atm y 25ºC. Para trabajo de precisión habrá

que hacer la corrección necesaria, pero en la práctica supondremos que ΔEc ≈ ΔE°c.

Calorimetría.

Cuando se desea medir experimentalmente Cp ó Cv el procedimiento es más sencillo, y se

obtienen resultados más precisos cuando la reacción se lleva a cabo adiabáticamente. Si el

sistema en estudio solo tiene fases condensadas, la reacción podrá hacerse a presión constante

(generalmente atmosférica), pero si hay gases involucrados será necesario trabajar a volumen

constante (recipiente cerrado).

Tomando como referencia las ecuaciones (1 y 2) se considerará ahora el caso con volumen

constante. Además se eliminará a P como variable, ya que su efecto sobre ΔE y Cv usualmente

es despreciable. Entonces será:

A(T1) + M(T1 ) B(T2) + M(T2) (V = cte) Q’v = 0

donde M es la parte del calorímetro que está en contacto térmico con el sistema. Como ahora la

temperatura final es diferente a la inicial, se debe llevar los productos nuevamente a T1

B(T2) + M(T2) B(T1) + M(T1) (V= cte) Q” v

donde Q” v = {Cv (B) + Cv (M)} dT

Suponiendo que las capacidades pueden considerarse constante en el intervalo de T1 a T2 , se

tendrá:

E = Q v = Q’ v + Q” v = 0 + {Cv (B) + Cv (M)} (T1-T2) (6)

de la cual se puede ver que, si se conoce la capacidad calorífica del sistema, los calores de

reacción se pueden medir a partir de la variación de la temperatura.

El término entre corchetes de la ec. (6) se puede determinar suministrando el calorímetro una

cantidad conocida de energía y midiendo el cambio de temperatura o realizando una reacción

cuyo calor de reacción se conoce. Al efectuar dicha reacción en el mismo calorímetro y en las

mismas condiciones se obtiene el valor de la capacidad calorífica.

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Como la masa de B es mucho menor que la de M (para el equipo que hay en el laboratorio, la

relación es del orden de 1 a 5000), por lo general se desprecia la contribución de Cv (B) y este

factor es una constante del calorímetro, entonces la ecuación (6) puede escribirse:

E = C (M) (T1-T2) (7)

Si se considera un calorímetro a presión constante se llega a una ecuación enteramente similar

a la (5) con H y Cp en lugar de E y Cv.

Manejo de la Bomba Calorimétrica.

Antes de tratar de usar el calorímetro, el estudiante debe leer detenidamente el material

descriptivo del equipo, hasta estar seguro de que comprende claramente la función de cada uno

de los controles y que conoce todas las recomendaciones y las normas de seguridad.

Esta sección es sólo un resumen de los conocimientos mínimos que deben poseerse para

operar eficazmente el calorímetro. Para más información debe consultar el Manual de Operación.

Descripción del Calorímetro.

El calorímetro está fundamentalmente constituido por:

1. Una bomba de metal de 342 cm3 de capacidad. Su tapa se ajusta a rosca; en ella van los

electrodos con la cápsula de combustión y las válvulas para gases.

2. Un envase de metal de unos 2900 ml de capacidad. En él se colocan la bomba y 2000 ml

de agua destilada.

3. Una camisa de madera y laminado plástico. En ella va colocado el envase con el agua y la

bomba. (Ver la figura N° 1)

4. La Unidad de Ignición Parr.

5. Motor de agitación con agitador y polea.

6. Termómetro.

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Operación del Calorímetro.

Montar el calorímetro y la bomba como lo indica la figura N° 1, en un lugar donde no haya

fluctuaciones bruscas de temperatura. Antes de cargar el aparato, asegúrese de que funcione

correctamente. Esta sección es sólo un resumen de los conocimientos mínimos que deben

poseerse para operar eficazmente el calorímetro. Para más información debe consultar el Manual

de Operación:

1. Preparación de la muestra: La muestra en polvo se prepara en pastilla, utilizando una

prensa PARR (figura N°.2), para evitar que el polvo se esparza cuando el oxígeno se

introduzca en la bomba, lo que causaría una combustión incompleta, las pastillas no

deben pesar más de 1,000 g., ya que un peso de combustible que libere más de 10.000

cal. puede dañar la bomba. Las pastillas no deben ser muy duras pues la sustancia saltaría

al quemarse y la combustión sería incompleta. El polvo debe prensarse con una fuerza

suficiente para que las pastillas no se deformen en su manejo. Las pastillas se pesan

usando pinzas rectas y nunca deben tocarse con los dedos.

2. Prensa pastilladora: La prensa se monta como lo indica la figura N° 2; el yunque ( Y )

debe estar atornillado hacia abajo y sobre él se coloca la cápsula ( C ) con su parte menos

honda hacia arriba. Sobre la cápsula se pone el troquel ( T ) de tal forma que la parte

honda del troquel quede hacia abajo, para que la cápsula quede oculta en el mismo. En el

orificio, se introduce primero el cilindro metálico ( M ) y después un peso adecuado del

sólido en polvo; con una mano se detiene el troquel y con la otra se baja la palanca ( P )

para que el punzón ( Q ) se meta dentro del troquel y presione el polvo. Para ajustar la

densidad de la pastilla se mueve el yunque hacia la derecha tantas veces como sea

necesario. Se levanta la palanca y con la mano se desliza el troquel, la cápsula y el

cilindro. Se quitan estos dos (cápsula y cilindro); se invierte la cápsula con la parte honda

hacia arriba se cubre ésta con la parte honda del troquel y se deja caer el cilindro metálico

por arriba del orificio del troquel para así sacar la pastilla. A veces es necesario usar la

palanca y el punzón. La pastilla se toma con las pinzas rectas para pesarla. Al terminar, se

deben limpiar muy bien la prensa y todas sus partes.

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3. Alambre de Ignición: La cabeza de la bomba se coloca en un soporte para facilitar la

colocación de alambre de ignición. El calor de combustión del alambre es de 2,3 cal/cm.

Se conectan los extremos a cada electrodo ( Figura N° 3), se pone la cápsula en su sostén

y se baja el alambre para que fije la pastilla contra un lado de la pared de la cápsula,

evitando que el alambre no roce contra la pared de la cápsula, conviene inclinar la

cápsula hacia abajo para que la llama, en la combustión, no salga sobre el electrodo,

directamente.

4. Agua en la Bomba: se agrega una pequeña cantidad de agua destilada en la bomba para

recoger los residuos de la combustión.

5. Introducción de Oxígeno: Verificar que el anillo de contacto y el de neopreno estén en

buenas condiciones para evitar escapes del gas; poner el primero sobre el segundo. La

cabeza de la bomba se coloca en su cilindro y se cierra con la cachucha de rosca (R)

apretando a mano firmemente.. La conexión del oxígeno, instalada en un tanque, se une a

la válvula de la bomba apretando moderadamente la unión con una vuelta. La llave de

llenado, colocada al frente de la conexión, se abre para que pase oxígeno

LENTAMENTE y después se cierra ( Si el oxígeno entre rápidamente puede esparcir la

muestra ).La presión se lee en el medidor graduado de 0 a 55 atm, ya que el otro indica la

presión del tanque. La conexión del tanque de oxígeno tiene una válvula de seguridad

colocada debajo de los medidores; ésta se abre cuando la presión alcanzada en la bomba

es muy alta. La válvula se abre a presiones más bajas girando el botón en dirección

contraria a las manecillas del reloj y su ajuste permanece constante a cualquier presión

que desee.

UNA PRESIÓN DE 40 atm. O MÁS, EN LA BOMBA, PUEDE PROVOCAR UNA

EXPLOSIÓN. Antes de quitar la conexión del oxígeno, se debe vaciar el gas en el tubo

conector empujando hacia los lados el botón de la válvula de seguridad; el medidor debe

marcar 0 atm. Después de conectar el oxígeno, cuidadosamente, coloque la bomba en el

calorímetro. Si por accidente, la presión de la bomba es mayor de 30 atm. es necesario

vaciarla, volver a pesar la muestra y llenarla nuevamente.

6. Agua en el Calorímetro: El método experimental consiste en agregar agua a temperatura

ambiente dentro del recipiente (A) .Ver figura nº 1.. Se debe emplear agua destilada y si

es necesario asegurarse que no hay agua condensada en la superficie externa de ( A ).

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7. Encendido: Para la ignición de la carga se usa una unidad de ignición PARR que

produce la corriente de 4 amp necesaria para encender la carga ( el voltaje a través del

alambre debe ser 18 vol.) .El cordón de la unidad de ignición se conecta a los tornillos del

contacto del calorímetro y a los contactos de dicha unidad según la cantidad de alambre

utilizado. El cordón debe ser lo suficientemente largo para permitir el fácil control del

mismo. Como precaución en casos de explosión, el operador debe permanecer alejado del

calorímetro durante 15 seg. después del encendido. La temperatura del calorímetro se lee

cada minuto durante 10 min, (±0,05º ). Al empezar el sexto minuto se aprieta el botón de

la unidad de ignición para encender la carga y se suelta, una vez que la luz del piloto se

apaga. La conexión no debe durar mas de 5 seg. si ésta se prolonga entra mas calor que el

necesario; el alambre es incandescente 1 seg. antes de romperse. Un aumento de

temperatura indica que la combustión empezó. Se deben tomar lecturas termométricas a

los 30, 45, 60, 75, 90 y 105 seg. Y después cada 30 seg. hasta que la temperatura

permanezca constante durante 5 min. ( Ver fig. 4).

8. Corrección del alambre de ignición: Retirar todos los pedazos de alambre sin quemar y

medir su longitud en centímetros.

En el laboratorio los desechos que se generan son desechos químicos porque están

constituidos o provienen de la reacción de sustancias químicas. Los desechos químicos que no

son peligrosos a la salud y/o al ambiente se recolectan y se vierten en el desagüe que descarga a

la planta de tratamiento de agua de la Universidad; previo tratamiento mínimo de neutralización

u otro, cuando así se requiera, mientras que los desechos químicos con características de

peligrosos (según Decreto Ambiental 2.635) se recolectan en envases o recipientes y se

almacenan en el laboratorio para su posterior manejo de tratamiento o hasta su disposición final

por empresas gestores de residuos y/o desechos avaladas por el organismo competente.

19 de 62

La disposición de los desechos peligrosos o no peligrosos en el laboratorio es muy importante

porque ayudan a proteger la salud, a mantener la seguridad y minimizar las amenazas inmediatas

y a largo plazo sobre el ambiente, personas, bienes e instalaciones.

3. EQUIPOS, MATERIALES Y REACTIVOS:

Material Básico de laboratorio.

Calorímetro PARR.

Unidad de ignición.

Pinzas rectas.

Prensa pastilladora.

Alambre de ignición.

Termómetro.

Cronómetro.

Tijeras, regla.

Balanza analítica.

Agua destilada.

Mortero.

Bombona de oxígeno.

Ácido benzoico.

Naftaleno.

4. MANIPULACIÓN DE SUSTANCIA QUÍMICAS.

Los alumnos deberán utilizar bata de laboratorio y lentes de protección durante el tiempo

de permanencia en el laboratorio.

La manipulación de ácidos concentrados debe efectuarse dentro de la campana de


compañeros.

Antes de usar un reactivo químico o una solución lea cuidadosamente la etiqueta para

identificar el contenido y los signos de peligrosidad que aparecen en los frascos,

Tome exactamente la cantidad necesaria del reactivo a utilizar y no deje destapados los


Los ácidos y las bases fuertes deben manipularse con mucha precaución, ya que la



Evite el contacto de las manos con los ojos y otras mucosas mientras realiza los

análisis.

Si tiene que mezclar algún ácido (por ejemplo, ácido sulfúrico) con agua, añade el ácido

sobre el agua, nunca al contrario, pues el ácido «saltaría» y podría provocarle

quemaduras en la cara y los ojos.

20 de 62

Lávese las manos con jabón después de tocar cualquier producto químico.

5. ACCIONES DE INTERVENCIÓN ANTE UN DERRAME DE PRODUCTO QUÍMICO

Desalojar, acordonar el área y colocar avisos de prohibición de paso a personas no

autorizadas en las labores de atención del evento.

Colocar contención con material absorbente (arena) para impedir que el producto se

disperse o pase a drenajes o tanquillas con el fin de minimizar el área afectada.

Esparcir arena sobre el material derramado; usando la menor cantidad necesaria para

absorber el producto, con el fin de minimizar la generación de material contaminado.

Evitar y alejar toda fuente de ignición principalmente ante eventos que involucren

materiales inflamables o combustibles.

Ventilar el área del derrame principalmente si se trata de materiales sensibles de generar

gases o vapores.

Colocar el recipiente afectado en posición que impida seguir derramándose, si no se

puede realizar esta acción detener la fuga o derrame aplicando a presión materiales para

sellarla. En caso de no ser posible se debe trasvasar el líquido a otro recipiente.

Proceder a recoger con ayuda de palas y cepillos el material esparcido para absorción y/o

contención del producto derramado y colocar en un recipiente identificado con la

siguiente etiqueta “MATERIAL CONTAMINADO CON ________ “

Realizar la limpieza del área con trapos y productos de limpieza en función del material

involucrado en el evento.

Colocar en bolsas plásticas todos los materiales (trapos, guantes, etc) utilizados durante la

atención del evento.

Si existe capacidad, disponer la bolsa contentiva de materiales contaminados en el

recipiente donde se colocó el material absorbente utilizado. Sino colocar en otro

igualmente identificado con “MATERIAL CONTAMINADO CON ________”

Tapar los recipientes con material contaminado y almacenar para su disposición final por

parte de empresa autorizada para manejo de materiales y/o desechos peligrosos.

Recoger y volver a colocar en el área destinada para ello los letreros y cinta de

emergencia.

Proceder a realizar el informe del evento donde se indique las causas que dieron origen y

acciones preventivas en caso de ameritarse para que no se repita.

Nota: Información tomada del instructivo “I-SGA-08 Intervención en caso de fugas y/o derrames

de materiales y/o desechos peligrosos”; perteneciente al Sistema de Gestión Ambiental UCAB

Guayana

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6. IDENTIFICACIÓN DE PELIGROS Y MEDIDAS DE PRIMEROS AUXILIOS DE

LOS REACTIVOS QUE SE UTILIZARÁN EN LA PRACTICA:

Nota: Para cualquier otra información consultar las Fichas de Seguridad de los reactivos y la

Norma COVENIN 2670:2012, Materiales Peligrosos. Guía de respuestas a emergencias,

ambas se encuentran en el laboratorio de Química

7. PARTE EXPERIMENTAL:

El procedimiento aplicado corresponde a un método comparativo entre un producto

estandarizado y una muestra objeto de ensayo, para determinarle el calor de combustión

usando una bomba calorimétrica modelo Parr 1108 operada en medio adiabático.

Producto estándar: ácido benzoico C7 H6 O2.

Producto a ensayar: Naftaleno C10 H8

7.1 DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD CALORÍFICA DEL CALORÍMETRO:

La primera parte del ensayo está orientada a determinar la capacidad calorífica del

calorímetro, usando como estándar al ácido benzoico. La razón fundamental para usarlo

como material de referencia es porque él responde a una combustión completa en

oxígeno.

7.1.1. Colocar una cápsula en su soporte e introducir dentro de ella una pastilla de ácido

benzoico de 1,000 g. (está viene preparada).

7.1.2. Cortar unos 10 cm de alambre de ignición y conectarlo a los extremos de cada

electrodo, procurando que exista contacto entre el alambre y la pastilla. (ver figura N°

2).

7.1.3. Introducir con una pipeta 1 ml de agua destilada en el fondo de la bomba y se enrosca

la tapa para cerrarla.

7.1.4. Conectar el tanque de oxígeno a la válvula de entrada de la bomba y se abre la válvula

de la bomba para que comienza a pasar oxigeno lentamente y escape por la válvula de

Reactivos Peligro Primeros auxilios

Ácido benzoico

Nocivo.

Irritante.

Toxica.

Combustible.

Contacto con los ojos: aclarar con abundante agua

cuidadosamente durante 20 minutos. Consulte al

oftalmólogo.

Tras inhalación: tomar aire fresco.

Contacto con la piel: aclare con abundante agua, elimine la

ropa contaminada, evitar esparcir el material sobre la piel no

afectada.

Tras ingestión: beba agua (máximo 2 vasos), consulte al

médico.

Naftaleno.

Esta sustancia no es

clasificada como

peligrosa a la salud.

Contacto con los ojos: aclarar con abundante agua.



ropa contaminada.

Tras ingestión: beba agua (máximo 2 vasos), en caso de

malestar consulte al médico.

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salida de la bomba el aire que se encuentra dentro de la misma. Luego se cierra la

válvula de salida de la bomba y se llena está hasta unos 20-22 atm.

7.1.5. Retirar la conexión de la válvula, variando previamente el tubo conectivo.

7.1.6. Agregar 2000 ml de agua destilada dentro del recipiente de metal ((A) de la figura

N°1), luego introducirlo dentro de la camisa del calorímetro de tal forma que encaje en

los marcos que se encuentran en el fondo y quede estable.

7.1.7. Introducir la bomba dentro del envase con agua destilada ((A) de la figura N°1) y

conectar los electrodos a los bornes de la cabeza de la bomba y sacudirse los dedos

dentro del recipiente (A) para que el agua adherida caiga en el recipiente con agua, los

otros extremos de los electrodos conectarlos a la unidad de ignición marcada para 10

cm.

7.1.8. Colocar la cubierta de la camisa del calorímetro, el seguro en la parte posterior de la

cubierta debe encajar en el orificio especial de la camisa, después introducir el

termómetro con la escala hacia el operador.

7.1.9. Colocar la correa en la polea y encender el motor. La polea debe girar 5-6 min. ya que

esta agitación permite alcanzar el equilibrio térmico dentro del calorímetro.

7.1.10. Apretar el botón de la unidad de ignición al empezar el sexto min. Para encender la

carga y soltarlo cuando se apague la luz, después de 15 seg. Comenzar a tomar nota

del cambio de temperatura cada 30 seg. hasta temperatura constante.

7.1.11. Apagar el sistema, quitar el termómetro, la banda de la polea y levantar la cubierta del

calorímetro. Desconectar los electrodos de la bomba y sacar el recipiente con agua (A)

junto con la bomba.

7.1.12. Sacar la bomba del recipiente secar un poco el agua y descargar los gases

destornillando parcialmente y con cuidado el tapón (T) de la figura N°, esta operación

debe hacerse lenta y uniformemente. Después de haber descargado los gases de la

bomba, quitar la tapa de rosca (R) y colocarla en su soporte.

7.1.13. Examinar el interior de la bomba para comprobar que la combustión fue completa (no

hay presencia de la pastilla), si no es así debe descartar la prueba y realizarla

nuevamente.

7.1.14. Retirar los restos de alambres sin quemar (si existieran) y medir su longitud en cm.

Con los datos de temperaturas, calores de combustión y de formación dados en la guía se

realizar el balance de calor y se despeja (capacidad calorífica del equipo o bomba

calorimétrica:

(m E)ác.benzoico + (m T)calorímetro + (m Cp T)H2O + (H°f cm)alambre = 0

7.2 DETERMINACIÓN DE LOS CALORES DE COMBUSTIÓN Y

FORMACIÓNDEL NAFTALENO:

7.2.1 Pesar en una balanza analítica aproximadamente 1,3000 g. De naftaleno en un papel

filtro, llevarlo a un mortero y triturar par realizar la pastilla en la prensa pastilladora

Parr. Ver figura N° 2.

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7.2.2 Realizar el mismo procedimiento que para determinar la capacidad calorífica del

calorímetro con el ácido benzoico.

Mediante el balance de calor utilizando el calculado anteriormente, y la variación de

temperatura calcular el calor de combustión mediante la siguiente ecuación:

(m E)naftaleno + (m T)calorímetro + (m Cp T)H2O + (H°f cm)alambre = 0

7.3 GESTIÓN DE DESECHOS GENERADOS EN LA PRÁCTICA

Durante la realización de práctica no se generan ningún tipo de desecho peligroso o no

peligroso, las sustancias utilizadas se consumen en su totalidad durante los

procedimientos.

Nota: si durante la realización de la práctica algún material de vidrio se rompe o se daña,

se deberá descartar en el recipiente especial para ello.

8. CÁLCULOS Y RESULTADOS:

8.1 Calcular de la capacidad calorífica del calorímetro utilizando los datos hallados en la

combustión del ácido benzoico.

Reacción de combustión del ácido benzoico:

C7 H6 O2 (s) + 15/2 O2 (g) 7 CO2 (g) + 3 H2O(l)

Balance de energía total:

E reacción + E alambre + E calorímetro + E agua = 0

E reacción = H° comb. (Ác. Benzoico) x m (Ác. Benzoico) = A cal. (conocido)

E agua = m agua x Cp agua x T = B cal

E alambre = H° comb. Alambre x long. Alambre.

E calorímetro = Cp calorímetro x T = T

Datos conocidos:

Masa ác.

benzoico

H° comb.

Ác.

benzoico

Masa agua Cp. Agua H° comb.

alambre

T (Tf-Ti)

baño/agua

Longitud

alambre

1,000 g -6318 cal/g 2000 g 1 cal/g.°C -2,3 cal/cm * **

* Dato obtenido experimentalmente.

** Longitud del alambre consumido en la combustión en cm.

Se sustituye todos los datos en la ecuación de balance y se despeja cal/°C

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8.2 Calcular los calores de combustión del naftaleno a volumen y presión constante

utilizando la ecuación balanceada.

Balance de energía total:

E reacción + E alambre + E calorímetro + E agua = 0

E reacción = -(E alambre + E calorímetro + E agua)

E agua = m agua x Cp agua x T = C cal

E alambre = H° comb. Alambre x long. Alambre.

E calorímetro = T = D cal.

E reacción = N naftaleno x E comb. Naftaleno

E comb. Naftaleno = E reacción /N naftaleno

N naftaleno = m naftaleno / PM naftaleno.

Datos conocidos:

Masa ác.

naftaleno

PM

naftaleno Masa agua Cp. Agua

H° comb.

alambre

T (Tf-

Ti)

baño/agua

Longitud

alambre

128,16

g/mol 2000 g

1

cal/g.°C -2,3 cal/cm * **

* Dato obtenido experimentalmente.

** Longitud del alambre consumido en la combustión en cm.

8.3 Determinar la entalpía de formación del naftaleno apartir de los calores de formación del

CO2(g) y H2O(l)

H° comb = E comb. + ng RT

H° comb = 10 H°f CO2(g) + 4 H°f H2O(l) - H°f C10 H8(s)

H° comb. - 10 H°f CO2(g) - 4 H°f H2O(l) = - H°f C10 H8(s)

Datos conocidos:

R T ng (*) H°f CO2(g) (**) H°f H2O(l) (**)

2 cal/mol °K 297,9278

°K -2 -94,05 Kcal/mol -68,32 Kcal/mol

(*) Ver reacción para el C10 H8

(**) Datos a 298 °K.

8.4 Realizar con los datos de la combustión del ácido benzóico y naftaleno las gráficas de

Temperatura vs Tiempo.

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En ellas se indicará el instante de ignición y la variación de la temperatura. Ver ejemplo

en la fig. (4).

9. PREGUNTAS DE LA PRÁCTICA:

Nota: Después de haber leído la práctica, usted está preparado para responder cada una de las

preguntas que a continuación se formulan:

9.1 Si la sustancia que va a ser sometida a combustión se encuentra en estado líquido, ¿qué

método usaría Ud. si se va utilizar el equipo de la bomba PARR?

9.2 Señale algunas aplicaciones prácticas del calor de combustión de una sustancia.

9.3 ¿Por qué se le agrega 1 ml de agua en la práctica?

10. INVESTIGACION ANTES DE REALIZAR LA PRÁCTICA:

Al quemar un mol de C8H8O2 en una bomba PARR se liberan 980 Kcal. Calcule el calor de

combustión a presión constante a 25ºC. Calcule la entalpía de formación del compuesto.

10.1 ¿Cómo se determina la capacidad calorífica de la bomba PARR? Señale las posibles

fuentes de error de esta práctica.

10.2 ¿Cómo se puede determinar el contenido de nitrógeno de una muestra que se quema en la

bomba PARR?

10.3 Si en el experimento de la bomba PARR se quema una muestra de naftaleno que solo está

contaminada con difenilamina (C6H5)2--NH con oxígeno puro. ¿Cómo podría determinar

el % de pureza de la muestra empleada?

11. TEXTOS DE CONSULTA:

Castellan: Fisicoquímica sec. 7-18 a 7-27.

Levine : Fisicoquímica

Glasstone ( tratado) sec. 3-21 a 3-32.

Daniels et al.Físicoquímica experimental. Exp. 3.

Shoemaker y Garland. Experimentos de Fisicoquímica . Pág.

137-143 y exp. 9 (pág. 143).

Urquiza. Laboratorio de Físicoquímica.

“Oxigen Bomb Calorimetry and Combustion Methods”. Parr

Instrument Co. Tech Manual 130, Moline, III ( 1960 ).

Instructivo I-SGA-08 Intervención en caso de fugas y/o derrames de materiales y/o

desechos peligrosos

Fichas de seguridad de reactivos. MERCK.

Norma COVENIN 2670:2012. Materiales Peligrosos. Guía de respuestas de emergencia.

Norma COVENIN 2340-1:2001. Medidas de Seguridad e Higiene Ocupacional en

Laboratorios. Parte 1

Norma COVENIN 2237-89. Ropa, Equipos y Dispositivos de Protección Personal.

Selección de acuerdo al Riesgo Ocupacional.

26 de 62

Decreto 2635, G.O N° 5245. Normas para el Control de la Recuperación de Materiales

Peligrosos y el manejo de los Desechos Peligrosos. 3 -08 – 1998

http://ares.unimet.edu.ve/quimica/bpqi03/p1.swf

12. ANEXOS:

A continuación se da una serie de recomendaciones adicionales que es conveniente tener

presentes para trabajar sin tropiezos y obtener resultados correctos. Los puntos marcados con

un asterisco (*) son normas de seguridad que es imprescindible observar estrictamente, a fin

de no correr riesgos inútiles.

12.1 Por ninguna razón debe usarse muestras de más de 1.4 g y/o presiones de oxígeno

mayores que 30 atm.

12.2 Después de colocar la muestra y cerrarla, la bomba debe manipularse con cuidado, a fin

de evitar que la pastilla puede moverse y perder contacto con el hilo encendido.

12.3 Antes de inyectar oxígeno a la bomba, hay que cerciorarse de que la tapa esté bien

atornillada. De lo contrario, esta puede ser expulsada con fuerza. Además, se perderá la

muestra.

12.4 Los gases deben entrar y salir de la bomba muy lentamente a fin de no producir

turbulencias, la que podría arrastrar partículas de muestra fuera de la cápsula de

combustión.

12.5 El volumen de agua colocado en el envase debe ser reproducible dentro de ±0.5 ml para

asegurar la constancia de su capacidad calorífica.

12.6 Si al colocar el agua en el envase se observa que salen burbujas de la bomba, no debe

realizarse la combustión. Esto podría indicar que la empacadura de la tapa, o la válvula,

están en malas condiciones.

12.7 El envase tiene 3 marcas en su fondo. Al colocarlo en la camisa dichas marcas deben

coincidir con los 3 topes (blancos) que hay en el piso de la cavidad.

12.8 Antes de abrir la bomba, después de la combustión, es importante recordarse de liberar

la presión residual. De lo contrario, la tapa será expulsada violenta y peligrosamente.

12.9 Durante los 15 seg. siguientes de haber apretado el botón IGNITE debe mantenerse la

cabeza alejada de la tapa del calorímetro.

12.10 El botón IGNITE no debe mantenerse oprimido por más de 5 seg., aún cuando la luz

piloto no se haya apagado. De lo contrario, saltará un interruptor magnético que hay

dentro del aparato.

http://ares.unimet.edu.ve/quimica/bpqi03/p1.swf

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PRACTICA N° 02. DETERMINACIÓN DEL DIAGRAMA DE FASE SÓLIDO-LIQUIDO

PARA EL SISTEMA NAFTALENO-DIFENILAMINA MEZCLA EUTÉCTICA

1. OBJETIVOS:


Determinar el diagrama temperatura vs composición (líquido y sólido) para un sistema de

dos componentes. Utilizar los diagramas obtenidos para estudiar la aplicación de la regla

de las fases a sistemas condensados binarios. Efectuar una adecuada gestión de desechos

peligros generados en el laboratorio: recolección, tratamiento y disposición final.


Realizar las gráficas de las curvas de enfriamiento (temperatura contra tiempo) de las

distintas muestras.

Determinar las temperaturas que corresponde a los puntos de fusión de los compuestos

puros, la aparición de sólido y la mezcla eutéctica, utilizando las gráficas anteriores.

Hacer el diagrama de temperatura contra el porcentaje en peso. Indicar en las áreas, las

líneas de equilibrio y los puntos de intersección.

Recolectar los desechos generados de las soluciones preparadas durante la práctica.

Tratar (cuando sea factible) los desechos generados del proceso de Titulación para su

disposición final

2. INTRODUCCION.

En esta práctica se estudiará la mezcla orgánica: Difenilo-Naftaleno. Este es un sistema de dos

componentes representando el equilibrio sólido-líquido, donde las dos sustancias son

completamente miscibles en estado líquido e inmiscibles en estado sólido y no forman

compuesto.

Como se sabe, por las propiedades coligativas, si se enfría una solución líquida de dos

sustancias A y B, se forma una fase sólida a una temperatura suficientemente baja. Esta

temperatura es la de congelación de la solución y depende de la composición. En el análisis de la

disminución de la temperatura de congelación se obtiene la siguiente ecuación en el caso en que

el sólido A está en equilibrio con una solución líquida ideal:

a,0

a.fusa

T

1

T

1

R

HLnX (1)

La ecuación anterior relaciona la temperatura de congelación de la solución con la fracción

molar de A en la solución, Xa. Un diagrama de esta función representa una curva con punto de

partida en la temperatura de fusión de A puro. A medida que la concentración de B comienza a

aumentar (cercano a la unidad) es de esperar la congelación del sólido B en la solución y la

misma ecuación (1) es válida para la sustancia B, por lo que en el diagrama se obtienen dos

curvas de equilibrio que se encuentran en un punto que se denomina eutéctico el cual está

especificado por una temperatura y composición dada. En la figura 1 se muestra dicho diagrama

y los estados de la mezcla en cada zona.

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La regla de las fases, propuesta por Gibbs, establece que:

F = C - P + 2

donde F es el número de variables físicas independientes, llamadas grados de libertad de un

sistema de C componentes y P fases cuando la temperatura y la presión son las únicas variables

de la concentración. Para estudiar las relaciones de punto de fusión de un sistema binario, se

considera que la presión es constante, 1 atmósfera, y que el sistema está condensado; esto es, que

no existe la fase de vapor. Para un sistema de dos componentes de este tipo, la regla de las fases

se reduce a:

F = 3 - P

Por consiguiente, cuando coexisten tres fases, la temperatura ha de ser constante, y si

coexisten dos fases habrá un grado de libertad. Se puede tomar como tal la temperatura o la

composición. La regla de las fases se aplicará más adelante para interpretar los datos de la curva

de enfriamiento.

El procedimiento que se utiliza para establecer los diagramas de fases se llama análisis

térmico. Este consiste en obtener las curvas de enfriamiento de cierto número de mezclas de los

dos componentes. Los datos para dichas curvas se obtienen dejando enfriar lentamente una

mezcla fundida de composición conocida y registrando la temperatura a intervalos regulares. En

la figura 2 se muestra una curva de este tipo para una sustancia pura. En ella se puede apreciar la

temperatura constante del cambio de fase y los cambios en las pendientes durante el enfriamiento

del líquido y del sólido. En cada región se analizará los grados de libertad del sistema.

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La curva de enfriamiento de una mezcla característica de dos componentes se representa en la

figura 3.

En este sistema no hay formación de compuesto. La parte de la curva comprendida entre a-b

corresponde al enfriamiento de la fase líquida, en ella solo existe una fase y la pendiente está

determinada por el calor específico del fundido y la diferencia de temperaturas entre la masa

líquida y su alrededor. Cuando comienza la cristalización del sólido aparece un cambio en la

pendiente (punto b). La presencia del sólido hace más lento el proceso de enfriamiento. Esto se

observa en el cambio de la pendiente de la línea b-c. A medida que continúa la cristalización, a

masa líquida se hace más rica en el otro componente ocasionando un descenso continuo de la

temperatura. A lo largo de esta zona existen dos fases: sólido-líquido y un grado de libertad, bien

sea la composición o la temperatura. Mientras coexisten las dos fases, la temperatura varía y el

enfriamiento continúa hasta llegar al punto c que corresponde a la temperatura en que aparece el

segundo sólido. Ahora se tienen tres fases, sin ningún grado de libertad, y por lo tanto, la

temperatura de la mezcla es constante como puede ver en la gráfica (tramo c-d).

A esta temperatura los dos sólidos cristalizan a la vez a una razón igual a sus concentraciones

molares en el líquido. Cuando el sistema se ha solidificado por completo, se vuelve a un sistema

de dos fases y la temperatura desciende nuevamente.

La temperatura a la que coexisten dos sólidos en presencia del líquido se llama temperatura

eutéctica y su composición se mantiene contante en ambas fases.

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La curva de enfriamiento que se obtiene para una mezcla con la composición eutéctica, tiene

las mismas características que la de un compuesto puro. Con frecuencia en esto ensayos se

observa un sobre enfriamiento antes de la aparición de una fase sólida y también antes de la

aparición de la temperatura eutéctica. Para prevenir un sobre enfriamiento excesivo se puede

añadir de vez en cuando al líquido pequeños cristales de la fase sólida.

Método.-

Existen distintos procedimientos para seguir el cambio de temperatura en las mezclas. Para el

sistema orgánico que se está estudiando se puede utilizar un termómetro.














Aparato de enfriamiento (figura 4).

9 tubos de ensayo.

Manta calentadora con regulador.

Termómetro de 0 - 100°C (aprec. 0,2°C)

Soportes, pinzas,

Cronómetros

Difenilamina.

Naftaleno






compañeros.



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análisis.




No arroje cuerpos sólidos, ni sustancias, ni desechos en los canales o fregaderos.












gases o vapores.

















emergencia.

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Nota: Información tomada del instructivo “I-SGA-08 Intervención en caso de fugas y/o derrames

de materiales y/o desechos peligrosos”; perteneciente al Sistema de Gestión Ambiental UCAB

Guayana.




Difenilamina

Tóxico. Material

Combustible. Muy

peligroso para el

ambiente.

Contacto con los ojos: lave con abundante agua,

manteniendo los parpados abiertos, por lo menos 20

minutos. En caso necesario llamar al oftalmólogo.

Tras inhalación: tomar aire fresco. Tras parada respiratoria:

inmediatamente proceder a respiración instrumental. En su

caso aplicar oxígeno. Llamar inmediatamente al médico.

Mantener el tracto respiratorio libre.

Contacto con la piel: aclare con abundante, elimine

inmediatamente la ropa contaminada. Llame

inmediatamente al médico.

Tras ingestión: beba agua (máximo 2 vasos). Consultar

inmediatamente al médico (muestre la etiqueta).

Naftaleno

Tóxico. Material

Inflamable. Muy

peligroso para el

ambiente.

Contacto con los ojos: lave con abundante agua,

manteniendo los parpados abiertos, por lo menos 20

minutos. En caso necesario llamar al oftalmólogo.

Tras inhalación: tomar aire fresco. Llamar inmediatamente

al médico.

Contacto con la piel: aclare con abundante, elimine

inmediatamente la ropa contaminada. Llame


Tras ingestión: beba agua (máximo 2 vasos). Consultar

inmediatamente al médico (muestre la etiqueta).



ambas se encuentran en el laboratorio de Química.


7.1. Pesar en la balanza analítica las distintas muestras con las siguientes composiciones en

gramos:

N° Muestra 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Difenilamina (g) 0 1.0 1.5 1.75 2.0 2.25 2.5 2.75 3.0

Naftaleno (g) 3.0 2.0 1.5 1.25 1.0 0.75 0.5 0.25 0

33 de 62

7.2. Colocar cada una de las muestras en su respectivo tubo de ensayo y enumerarlas.

7.3. A cada tubo se le pone un termómetro y se calientan en un baño de agua hirviendo hasta

fundirlas completamente y llevarlas a una temperatura alrededor de 80°C. Ver figura 4.

7.4. Con un agitador (o con el mismo termómetro) mezclar muy bien el fundido, para asegurar

su uniformidad

7.5. Trasladar al equipo preparado en un recipiente con hielo. Este equipo se muestra en la

figura 5.

7.6. Tomar las lecturas de temperatura contra tiempo hasta llegar a 30°C. Tomar un total de

30 a 50 lecturas a intervalos de 30 segundos.

7.7. GESTIÓN DE DESECHOS GENERADOS EN LA PRÁCTICA

Durante la realización de la práctica se generan los desechos de las mezclas de

Difenilamina y Naftaleno. Los desechos de las mezclas contienen Naftaleno, esta

sustancia es catalogada como desechos peligrosos: tóxico o inhalación, ingestión o

contacto, según el Decreto 2.635, G.O N° 5245 del 3 -08 – 1998 -. Por lo tanto estas

mezclas no se pueden verter en los desagües que descarga a la planta de tratamiento de

agua de la Universidad. Las mezclas serán recolectadas y llevadas al depósito de

Residuos y Desechos Peligrosos, hasta su posterior disposición final, por un gestor

autorizado.

7.1.1. Recolectar en cada uno de los recipientes identificados que están ubicados en el

laboratorio, los desechos de las mezclas generadas.

7.1.2. Dejar en el laboratorio los recipientes recolectores con las mezclas, el personal del

laboratorio lo almacenará y llevará al depósito.

Nota: si durante la realización de la práctica algún material de vidrio se rompe o se daña, se

deberá descartar en el recipiente especial para ello.

8. CÁLCULOS Y RESULTADOS.

8.1. Graficar las curvas de enfriamiento (temperatura contra tiempo) de las distintas muestras.

Obtener en cada una de ellas las temperaturas que corresponde a los puntos de fusión de

los compuestos puros, la aparición de sólido y la mezcla eutéctica

34 de 62

8.2. Hacer el diagrama de temperatura contra en porcentaje en peso. Indicar en las áreas, las

líneas de equilibrio y los puntos de intersección.

8.3. Explicar la variancia del sistema en cada sección del diagrama y punto de interés.

9. ASIGNACIONES:

9.1. Señale algunas aplicaciones en la industria metalúrgica de los diagrama de fases líquido-

sólido.

9.2. Señale la importancia conocer el diagrama de fase líquido - sólido.

9.3. Todas las mezclas líquidas presentan punto eutéctico? Por qué?

9.4. Por qué la temperatura eutéctica es menor que la de fusión los compuestos puros?

9.5. Por qué se presenta líquido sobre-enfriado durante el proceso de enfriamiento?

9.6. De qué depende la duración del retardo eutéctico?

9.7. Cómo expresar en forma gráfica el equilibrio de los sistemas univariante, bivariante e

invariante?

9.8. Qué información proporciona la regla de la palanca?

9.9. En qué se basa el análisis térmico? ¿Es posible prever el carácter de las curvas de

enfriamiento?

9.10. Explique si los cambios de presión afecta al diagrama de fase L = S para una mezcla

que presenta.

9.11. En los sistemas binarios líquido-vapor se puede observar un punto máximo o mínimo

donde ocurre un cambio de fase a temperatura y composición constante. Por qué en las

mezclas líquido sólido no se presenta esta característica? Explique.

9.12. Señale las diferencias entre el diagrama de fase de una mezcla eutéctica simple y una

con formación de compuesto.

9.13. Señale las diferencias entre una curva de enfriamiento de un compuesto, una mezcla

cualquiera y una mezcla eutéctica.

9.14. Cómo se relacionan los grados de libertad y la transferencia de calor en un proceso de

enfriamiento de una mezcla de composición dada?

10. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

Shoemaker, Garland. Experimento de Físico-Química. Pag.

Crockford, Nowell. Manual de Laboratorio de Química- Física, Exp18, pág 99

Urquiza. Laboratorio de físico-química, Exp. 21 pag

Levine, Físico química.

Castellan Físico química.


desechos peligrosos


Norma COVENIN 2670:2012. Materiales Peligrosos. Guía de respuestas de emergencia

Norma COVENIN 2340-1:2001. Medidas de Seguridad e Higiene Ocupacional en Laboratorios. Parte 1.

35 de 62

Norma COVENIN 2237-89. Ropa, Equipos y Dispositivos de Protección Personal. Selección

de acuerdo al Riesgo Ocupacional.


Peligrosos y el manejo de los Desechos Peligrosos. 3 -08 – 1998.

11. ANEXOS:

Tabla de Datos.

Medidas de temperatura y tiempo para la curva de enfriamiento (temperatura versus tiempo)

de las distintas muestras.

N° Muestras 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Temperatura

(°C)

Tiempo

( s )

36 de 62

PRACTICA N° 03. ESTUDIO DE LA CINETICA DE OXIDACIÓN DE ETANOL POR

MEDIO DE ESPECTROSCOPIA VISIBLE

1. OBJETIVOS:


Determinar el orden de una reacción química en solución utilizando la técnica de

espectrofotometría visible y estudiar el efecto del cambio de la temperatura en la

constante de velocidad. Efectuar una adecuada gestión de desechos peligros generados en

el laboratorio: recolección, tratamiento y disposición final.


Preparar soluciones de concentración conocida, utilizando los materiales de laboratorio.

Determinar el orden de una reacción química en solución utilizando la técnica de

espectrofotometría visible.

Estudiar el efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción.


Tratar (cuando sea factible) los desechos generados del proceso para su disposición final

2. INTRODUCCION.

Cinética química: ley diferencial y ley integral.

Conocer la cinética química de una reacción es tan importante como su termodinámica y

combinando la aplicación de los principios de ambas ramas hacen posible la predicción y control

de las reacciones químicas, pero en algunos casos la reacción total se vuelve complicada cuando

ocurren simultáneamente varias reacciones diferentes. Para los casos sencillos se obtienen

resultados que pueden describirse fácilmente con una ecuación matemática simple.

En los estudios de cinética química es importante determinar la expresión de velocidad que

dará la concentración de uno o más de los reactivos o productos como una función del tiempo y

obtener la constante específica de velocidad k.

En ella se intenta seguir su curso por medio del cambio de alguna propiedad física como

puede ser presión, absorbancia, conductividad, índice de refracción, ángulo de rotación de luz

polarizada, pH, etc.

La cinética química, como ya se señaló antes, estudia el cambio de una concentración de

reactivos o de productos con el transcurrir del tiempo a lo cual se le llama velocidad de reacción

y se expresa como:

)tiempo(d

]activo[Red o

)tiempo(d

]activo[Red

Las reacciones químicas pueden ser homogéneas, cuando ocurren en una sola fase, o

heterogéneas, cuando ocurren entre fases diferentes.

Las reacciones homogénea en solución acuosa, como por ejemplo:

aA + bB + cC dD + eE

37 de 62

No se efectúan en un solo paso molecular, sino en varios, como prácticamente ocurre en todas

las reacciones que incluyen más de dos o tres moléculas reactantes.

El sistema de los pasos se llama mecanismo de reacción. Uno de los objetivos principales de

la cinética química es obtener información para ayudar al esclarecimiento de los mecanismos de

reacción, que son fundamentales para la comprensión de la química.

La velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los reactivos por lo

general y, a veces, de los productos (inhibición o autocatálisis), u otras sustancias tales como

catalizadores.

La expresión que describe la cinética química para la reacción anterior es:

pnm ]C[]B[]A[k

)tiempo(d

]activo[Red (1)

donde k es la constante específica de velocidad, los exponentes m, n y p son los órdenes

parciales con respecto a cada reactivo y la suma de ellos corresponde al orden total de la

reacción. Estos valores se determinan experimentalmente al igual el valor de k. Los órdenes de la

reacción son por lo general, números enteros y positivos dentro de los errores experimentales.

El orden de la reacción está determinado por su mecanismo; está relacionado, y con

frecuencia es igual, al número de moléculas reaccionantes del paso que controla la velocidad: la

“molecularidad” de la reacción. Para determinar experimentalmente los exponentes de la ley de

velocidad es recomendable un procedimiento que permita aislar cada uno de los componentes de

la reacción.

De esta forma, todas las especies que se estudian, menos una están en concentraciones tan

altas con respecto al reactivo analizado que puede suponerse que éstas permanecen constantes

durante la reacción. Para el ejemplo antes señalado, si las concentraciones de A y B son mucho

mayores que la de C entonces la ecuación (1) se transformará en:

p]C["k)tiempo(d

]activo[Red donde

nm ]B[]A[k"k (2)

en este caso se dice que la reacción es de pseudo orden (m + n).

El orden de la reacción aparente con respecto a la especie que interesa se obtiene comparando

los datos medidos del avance de la reacción con el predicho por las matemáticas de la ley de

velocidad para primer orden, segundo orden y así sucesivamente. Aun cuando se conocen

diferentes métodos para determinar el orden de una reacción se recomienda trabajar

preferiblemente con la expresión de la ley integrada. Se analizará la ecuación matemática para

orden uno y dos:

Para una cinética de primer orden (p = 1) se tiene:

ktLnCLnC tot (3)

donde Cto y Ct son las concentraciones del reactivo en los tiempo t0 y t.

Al graficar Ln Ct en función del tiempo t se obtiene una línea recta cuya pendiente es - k.

38 de 62

Para una cinética de segundo orden y ocurre con un solo reactivo (p = 2) se tiene:

tot C

1kt

C

1 (4)

Graficando el inverso de la concentración del reactivo en función del tiempo se obtiene una

línea recta cuya pendiente es k. En el caso de que se tengan dos sustancias reaccionantes y el

orden total sea 2 habrá que obtener su expresión matemática correspondiente.

Efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción.

La constante de velocidad específica está relacionada con la temperatura mediante la

expresión de Arrhenius:

2

*

RT

E

dT

dLnk (5)

donde k es la constante de velocidad específica, E* es la energía de activación, R es la

constante universal de los gases y T la temperatura absoluta. Integrando la expresión anterior y

suponiendo que la energía de activación es independiente de la temperatura se obtiene:

21

*

1

2

T

1

T

1

R

E

k

kLn (6)

A partir de la ecuación (6) que se obtiene el valor de la energía de activación de la reacción

graficando el Ln k en función del inverso de la temperatura. La pendiente de la recta refleja el

valor de la energía.

La ecuación (5) indica que cuanto mayor sea la energía de activación, mayor será el cambio

en k. A temperatura ambiente se ha encontrado que para muchas reacciones un aumento de 10ºC

en la temperatura se duplica aproximadamente el valor en la constante de velocidad.

La teoría del complejo activado es más completa que la de Arrhenius, la relación entre la

constante cinética y la temperatura está dada por la ecuación siguiente:

RT

H

R

s***

eeh

Tkk

(7)

donde k* es la constante de Boltzmann, h es la constante de Planck S* y H* son la variación

de entropía y entalpía de activación, respectivamente.

Se estudiará la cinética de oxidación de etanol por el ión cromato y el efecto de la temperatura

sobre la velocidad de reacción. En la cinética propuesta se intenta seguir el curso de la reacción

por medio de absorción de luz visible, antes describir las prácticas es necesario definir algunos

términos usados en espectrofotometría y una descripción breve del equipo.

Absorción de Radiación. Ley de Beer.

La absorción selectiva de radiación electromagnética por una solución, cuando es atravesada

por un haz de luz provoca que la radiación emergente difiera de la incidente. En el caso de la

radiación visible, esta diferencia es frecuentemente obvia a simple vista. Por ejemplo, una luz

blanca observada a través de una solución de sulfato de cobre aparece azul debido a que los iones

cúprico interaccionan con ella y absorben los componentes rojos del haz mientras que se

transmite las porciones azules de la radiación; por lo cual se puede decir que la absorción en la

39 de 62

región de la longitud de onda que se considera es el resultado principal de transiciones

electrónicas en las que los electrones externos o de enlace son elevados a niveles de energía más

altos. Este comportamiento lo presentan las sustancias orgánicas e inorgánicas.

La radiación electromagnética es una forma de energía que puede ser descrita en función de

sus propiedades ondulatoria. La frecuencia de una radiación electromagnética

(g) se relaciona con la longitud de onda de un haz (l) por medio de la velocidad de la

radiación (C):

C

(5)

La radiación puede mostrarse como si estuviera formada por cantidades discretas de energía

llamadas fotones. Su energía depende de su frecuencia o longitud de onda.

hChE (6)

donde h es la constante de Planck.

El espectro electromagnético cubre un inmenso intervalo de longitudes de onda y el rango

correspondiente a la región visible es pequeño, éste abarca desde 400 nm hasta 800 nm. La

absorción de la radiación por un sistema puede ser descrita por medio de una representación de

la absorción como función de la longitud de onda. Este gráfico corresponde a un espectro de

absorción el cual es único para cada sustancia dada y esto hace que sea útil para fines de

identificación cualitativa.

Los métodos analíticos cuantitativos basados en la absorción de la energía radiante por la

materia están relacionados con la medición de las intensidades de la radiación electromagnética

incidente y transmitida después de pasar a través de un medio absorbente. Entre los factores que

influyen sobre la intensidad transmitida están: la intensidad incidente, la concentración de la

solución y el recorrido del haz a través de la solución.

En el siguiente esquema se muestra el paso de la radiación a través de la solución:

Los espectros de absorción se caracterizan por el porcentaje de transmitancia o la absorbancia

a una longitud de onda dada.

La transmitancia T y la absorbancia A se definen como:

0I

I100T%

I

IlogA 0 (7)

Una muestra completamente transparente debe tener: % T = 100 y A = 0 mientras que una

muestra completamente opaca debe tener: % T = 0 y A = .

Radiación

de

Intensidad

I0

Solución para

analizar

grueso b

concentración c

Radiación

de

Intensidad I

40 de 62

La absorbancia está relacionada con el recorrido del haz de luz dentro de la muestra (b) y con

la concentración (C) de las moléculas que absorben mediante la ley de Beer-Lambert:

bcA

donde es la constante de proporcionalidad y también se le denomina la absortividad molar si

la concentración está expresada en moles/litro. La cantidad es una propiedad del material que

absorbe, la cual varía con la longitud de onda en forma característica, su valor depende poco del

disolvente y de la temperatura.

Para mediciones cuantitativas, es importante graduar las celdas de modo que pueda hacerse

una corrección por cualquiera pequeña diferencia en la longitud del trayecto entre la celda que

contiene la muestra y la que contiene el disolvente.

Descripción del equipo: Espectrofotómetro

Aunque existan muchos modelos de espectrofotómetro, el modelo Spectronic 20 es quizás el

más adecuado para el uso de los estudiantes por su manejo sencillo y su bajo costo. Un diagrama

esquemático del aparato se muestra en la figura 1.

Su intervalo normal de longitud de onda va desde 320 nm hasta 650 nm. El sistema

monocromador consiste en una red de reflexión, lentes y un par de rejillas fijas. Debido a que la

red produce una dispersión independiente de la longitud de onda se obtiene un ancho de banda

constante de 20 nm a lo largo de toda la región en que opera. El instrumento emplea un fototubo.

Su salida es amplificada y utilizada para mover el indicador de un medidor calibrado en

términos de absorbancia y transmitancia.

Figura 1. Diagrama esquemático del espectrofotómetro Spectronic 20

Oxidación del Etanol por el Ión Cromato.

Aunque la mayoría de las reacciones entre iones son muy rápidas, hay algunas que ocurren a

velocidades fácilmente medibles. La oxidación de alcoholes por un agente oxidante como el

cromato es un ejemplo de ello. El progreso de la reacción puede ser medido

espectrofotometricamente debido a que el color de la solución cambia de amarillo naranja (H

Cr O4-) a verde (Cr

+3).

La reacción que ocurre es la siguiente:

3CH3 CH2 OH + 4 HCrO4- + 16H

+ 3CH3COOH + 4 Cr

+3 + 13 H2 O

41 de 62

La disminución en la absorbancia del cromato es una medida directa de la variación de la

cantidad de alcohol presente en la mezcla. Para la reacción a estudiar la ley de velocidad

completa es de la forma:

zy

23

x

4 ]H[]OHCHCH[]HCrO[v

(A.1)

Sin embargo, bajo las condiciones donde las concentraciones de etanol y de ácido son grandes

y se mantienen aproximadamente constante durante el transcurso de la reacción, la ley de

velocidad se reduce a:

x

4 ]HCrO[v (A.2)

El objetivo de la práctica es determinar el orden de la reacción (x) y la constante de velocidad

siguiendo la variación de la concentración del HCrO4- en la mezcla reaccionante en función del

tiempo por la técnica de espectrofotometría visible. Una vez que se tengan los datos del

experimento, se grafican según la ecuación matemática para cada caso y se interpretan para

hallar el orden de la reacción y su respectivo valor de k. También se puede obtener mediante la

ecuación de Arrhenius, un estudio del comportamiento de la cinética de la reacción variando la

temperatura.














Espectrofotómetro Spectronic 301D+ y Spectronic UNICO 1100RS

Celdas o cubetas de medición.

Cronómetro.

Regulador de temperatura.

Termómetro.

Balanza analítica.

Ácido clorhídrico concentrado.

Dicromato de Potasio

Etanol.

42 de 62






compañeros.









análisis.
















gases o vapores.









43 de 62









emergencia.



Nota: Información tomada del instructivo “I-SGA-08 Intervención en caso de fugas y/o

derrames de materiales y/o desechos peligrosos”; perteneciente al Sistema de Gestión

Ambiental UCAB Guayana.




Ácido

clorhídrico

Corrosivo.

Irritante.

Provoca quemaduras.

Irrita las vías

respiratorias.

Tóxico.

Contacto con los ojos: aclarar con abundante agua, por lo

menos por 20 varios minutos. Consulte al oftalmólogo.

Tras inhalación: tomar aire fresco. Llamar al médico.


ropa contaminada, evitar esparcir el material sobre la piel no

afectada.

Tras ingestión: beba agua (máximo 2 vasos), evitar el vómito

(¡Peligro de perforación!). Llamar al médico.

Dicromato de

Potasio

Muy Tóxico.

Corrosivo.

Nocivo.

Comburente.

Contacto con los ojos: aclarar con abundante agua, por lo

menos por 20 varios minutos. Consulte inmediatamente al

oftalmólogo.

Tras inhalación: tomar aire fresco. Tras parada respiratoria

proceder a respiración instrumental. Llamar inmediatamente

al médico.


ropa contaminada, Consulte inmediatamente al médico.

Tras ingestión: beba agua (máximo 2 vasos). Llamar al


44 de 62

IDENTIFICACIÓN DE PELIGROS Y MEDIDAS DE PRIMEROS AUXILIOS DE

LOS REACTIVOS QUE SE UTILIZARÁN EN LA PRÁCTICA (Continuación):


Etanol

Altamente

inflamable. Puede

incendiarse

fácilmente por chipa,

calor o llama

Contacto con los ojos: lave con abundante agua, manteniendo

los parpados abiertos, por lo menos 20 minutos.


Contacto con la piel: aclare con abundante agua y jabón,

elimine la ropa contaminada.

Tras ingestión: beba agua (máximo 2 vasos), acuda al médico

(muestre la etiqueta).





7.1 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES:

Recordar lavar todos los materiales que se van a utilizar con agua y curar con agua

destilada.

7.1.1. Solución de HCl: 3,6 M:

7.1.1.1 En un balón volumétrico de un litro agregar 200 ml de agua destilada y agregar

lentamente los 296 ml de HCl concentrado.

7.1.1.2 Enrasar con agua destilada hasta la línea de aforo. Utilizar la campana extractora.

Rotular la solución: Solución de HCl: 3,6 M.

7.1.2. Solución de K2 Cr2 O7: 5% p/v en HCl: 3,6 M:

Las soluciones de dicromato diluidas se disocian en medio ácido de la siguiente forma:

Cr2 O7-2

+ H2 O 2 HCr O4 -

7.1.2.1 Pesar 2,5000 g de K2 Cr2 O7 en un vidrio de reloj con la balanza analítica, agregar la

sal en un vaso de precipitado y disolver con una pequeña cantidad de la solución de

HCl: 3,6 M.

7.1.2.2 Transferir el K2 Cr2 O7 disuelto en un balón volumétrico de 50 ml enrasar con la

solución de HCl: 3,6 M hasta la línea de aforo. Rotular la solución: Solución de K2

Cr2 O7: 5% p/v en HCl: 3,6 M.

7.1.3. Solución de K2 Cr2 O7 de conc. 4x10-3

en HCl: 3,6 M:

7.1.3.1 Medir con una pipeta volumétrica 4,7 ml de Solución: K2 Cr2 O7 5% p/v en HCl: 3,6

M.

7.1.3.2 Agregar el volumen medido en un balón volumétrico de 200 ml, enrasar hasta la línea

de aforo con la solución de HCl: 3,6 M. Roturar la solución: Solución de K2 Cr2 O7

4x10-3

en HCl: 3,6 M.

45 de 62

7.1.4. Soluciones patrones de K2 Cr2 O7 para construcción de Curva de calibración:

7.1.4.1 Medir con una bureta o pipeta volumétrica varios volúmenes de solución: K2Cr2O7

4x 10-3

M en HCl: 3,6 M, ver las cantidades en la tabla mostrada:

1 2 3 4 5

15,0 ml 10,0 ml 7,5 ml 4,0 ml 2,0 ml

7.1.4.2 Luego transferir los volúmenes medidos en balones aforados de 50 ml y aforar cada

uno con la solución de HCl 3,6 M. Agitar y roturar las soluciones.

7.2 DETERMINACIÓN DEL ESPECTRO DE ABSORCIÓN Y LA ABSORBANCIA

MÁXIMA DE UNA SOLUCIÓN DE CROMATO:

7.2.1 Encender el equipo media hora antes de realizar las medidas.

7.2.2 Llenar dos cubetas de medición: una con la solución de HCl: 3,6 M (blanco de

referencia) y la otra con la solución de dicromato diluido preparado anteriormente (K2

Cr2 O7 4x10-3

en HCl: 3,6 M), recuerde curar las cubetas con la solución antes de

llenarlas. Secar cuidadosamente las paredes externas de la cubeta con un papel suave

para evitar que se rayen.

7.2.3 Ajustar el equipo con el filtro correspondiente a la menor longitud de onda (340 nm).

7.2.4 Ajustar el valor para T = 0% con el porta - muestra vacío y cerrado.

7.2.5 Introducir en el porta muestra la cubeta con el blanco de referencia y regular la

transmitancia (T) a 100%. Extraer la cubeta con el blanco y sustituir por la que contiene

la solución de K2 Cr2 O7 4x10-3

en HCl: 3,6 M. Leer la transmitancia (T) a esa longitud

de onda.

7.2.6 Cambiar a la longitud de onda superior, repetir los pasos 5.2.3 al 5.2.4 y así

sucesivamente hasta barrer el intervalo de longitud de onda del aparato (hasta llegar a

620 nm). Recordar ajustar el 100% T con el blanco de referencia para evitar

interferencias a diferentes longitudes de onda.

7.2.7 Transformar los datos de transmitancia leídos a absorbancia.

7.2.8 Construir el gráfico de absorbancia contra longitud de onda para obtener el intervalo de

máxima absorción y fijar el valor de Máx

7.3. DETERMINACIÓN DE LA CURVA DE CALIBRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN

DE CROMATO:

7.3.1. Ajustar el equipo con el filtro correspondiente a la longitud de onda de máxima

absorbancia Máx obtenida en el paso 5.2.8.

7.3.2. Ajustar el valor para T = 0% con el porta - muestra vacío y cerrado.

7.3.3. Introducir en el porta muestra la cubeta con el blanco de referencia y regular la

transmitancia (T) a 100%. Extraer la cubeta con el blanco y sustituir por la que contiene

la solución patrón preparada en el paso 5.1.4. Lea la transmitancia (T) a la longitud de

onda máxima Máx.

7.3.4. Repetir los pasos anteriores para cada una de las soluciones patrones restantes.

Recuerde ajustar el 0% T y 100% T con el blanco.

46 de 62

7.3.5. Transformar las lecturas obtenidas en absorbancia.

7.3.6. Calcular la concentración de las soluciones patrones.

7.3.7. Graficar la absorbancia frente a la concentración y comprobar la ley de Beer trazando la

mejor recta entre los punto.

7.4. PREPARACIÓN DE LA MEZCLA DE REACCIÓN:

Este experimento se realizará a temperatura ambiente.

7.4.1. Tomar 50 ml de la solución de dicromato 4x10-3

M y transferirla a un erlenmeyer de

250 ml, agregar 150 ml de agua destilada, agitar y dividir en dos partes iguales. A una

de las soluciones agregar 3 ml de etanol, accionar el cronómetro en ese momento, agitar

la solución. La otra solución se guarda para la cinética a otra temperatura.

7.4.2. Tomar inmediatamente una alícuota de 5 ml de la mezcla y colocarla en la cubeta para

medir su transmitancia. Anotar el tiempo en el instante de hacer la lectura.

7.4.3. Regresar la muestra al medio de reacción.

7.4.4. Tomar las siguientes muestra cada 10 minutos y leer su transmitancia.

7.4.5. Seguir la cinética durante 60 minutos.

7.5. EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE LA

REACCIÓN

7.5.1. La otra solución guarda en el paso 6.4.1 para la cinética a otra temperatura, se coloca

en el erlenmeyer y se calienta en un baño de agua termostatizado a 30 ºC.

7.5.2. Una vez que la solución llega a equilibrar su temperatura con el medio exterior, agregar

el etanol y se comenzar a medir el proceso cinético agitando la solución.

7.5.3. Tomar inmediatamente una alícuota de 5 ml de la mezcla y colocarla en la cubeta para

medir su transmitancia. Anotar el tiempo en el instante de hacer la lectura.

7.5.4. Regresar la muestra al medio de reacción.

7.5.5. Tomar las siguientes muestra cada 10 minutos y leer su transmitancia.

7.5.6. Seguir la cinética durante 60 minutos.

7.5.7. Se repite la cinética a 40ºC.

Nota: En el laboratorio se puede realizar simultáneamente las cinéticas a dos

temperaturas diferentes. Se debe tomar la precaución de preparar mayor cantidad de

reactivos y tratar que las extracción de las muestran estén distanciada varios minutos

una de la otra.


Durante la realización de la práctica se generan los desechos de las soluciones de

Dicromato de Potasio con Ácido Clorhídrico y Etanol (Ácido Etanóico o Acético con

Cloruro de Cromo III y Cloruro de Potasio). Los desechos de las soluciones contienen

Cromo III, donde el Cromo es catalogados como desechos peligrosos: Cromo y sus

compuestos: sustancias altamente tóxica o peligrosa según el Decreto 2.635, G.O N°

5245 del 3 -08 – 1998 -. Por lo tanto estas soluciones no se pueden verter en los desagües

que descarga a la planta de tratamiento de agua de la Universidad. Las soluciones serán

47 de 62

recolectadas y llevadas al depósito de Residuos y Desechos Peligrosos, hasta su posterior

disposición final, por un gestor autorizado.


laboratorio, los desechos de las soluciones generadas.

7.6.2. Dejar en el laboratorio los recipientes recolectores con las soluciones, el personal del




8. CALCULOS Y RESULTADOS:

8.1 Mostrar el espectro de absorción realizado en el laboratorio señalando la longitud de onda

máxima que se escogió para hacer las mediciones.

8.2 Reportar en una tabla los cálculos realizados para obtener la curva de calibración y la

gráfica ajustada por el método de regresión lineal.

8.3 Convertir los datos de la cinética en concentración utilizando la curva de calibración.

8.4 Graficar: [HCr O4 -] Vs. t ; Ln [HCr O4

-] Vs. t y 1/ [HCr O4

-]

Vs. t

8.5 Analizar las distintas curvas y obtener el orden de la reacción con aquella que se ajusta

mejor a una recta y además determinar la constante de velocidad para la temperatura a la

que se realizó la reacción.

8.6 Obtener la constante de velocidad a cada una de las temperaturas estudiadas y mediante

la ecuación de Arrhenius estimar el valor de la energía de activación de la reacción.

9. ASIGNACIONES:

9.1 ¿Por qué en un proceso industrial es importante conocer la ley de velocidad de la

reacción que se va a realizar?

9.2 ¿Qué importancia tiene conocer el orden de una reacción? ¿Qué representa la constante

de velocidad?

9.3 ¿Por qué es necesario realizar la curva de calibración en esta práctica? Señale las

aproximaciones que se hacen en dicha curva.

9.4 Por qué es necesario calibrar el equipo con el blanco de referencia antes de medir la

transmitancia de la solución?

9.5 En estos experimentos es recomendable medir la transmitancia en vez de la absorbancia

de una solución. ¿Por qué?

9.6 La velocidad de una reacción varía con la temperatura. ¿Cómo esperaría usted que fuese

la relación entre ellas y por qué?.

9.7 ¿Cuáles considera usted que son las principales fuentes de error de la práctica de

cinética?

9.8 ¿Por qué la absorbancia del alcohol o del Sn+2

no pueden ser empleada para seguir la

cinética de la reacción?

9.9 Para una reacción cuya cinética es lenta ¿Qué valor se esperaría para la energía de

activación: grande o pequeño?

48 de 62

9.10 ¿Cómo influye el calor de la reacción en la constante de velocidad al cambiar la

temperatura?

9.11 ¿Considera usted que seguir una cinética midiendo las absorbancias en función del

tiempo en el Spectronic 20 se está cometiendo algún error? ¿Por qué? ¿Cuál es la

ventaja de los equipos modernos?

9.12 Si no se dispone de un espectrofotómetro, ¿Puedes señalar otra técnica física mediante

la cual se siga la cinética?

10. REFERENCIAS BIBLIOGRAFÍAS:

Shoemaker, Garland. Experimento de Físico-Química. Exp 29, Pag 304, 409.

Crockford, Nowell. Manual de Laboratorio de Química- Física, Exp23, pág 119.

Levine, Físico Química, cap 17

Castellan Físico química, cap 31.

Skoog , West. Fundamento de Química Analítica, cap 21.

Journal of Chemical Education, vol 48 ,Nº 7, pag 473, 1971.


desechos peligrosos



Norma COVENIN 2340-1:2001. Medidas de Seguridad e Higiene Ocupacional en

Laboratorios. Parte 1.

Norma COVENIN 2237-89. Ropa, Equipos y Dispositivos de Protección Personal.

Selección de acuerdo al Riesgo Ocupacional.



11. ANEXOS:

Tabla de Datos. Espectro de absorción y la absorbancia máxima de una solución de cromato:

(nm) 340 360 380 400 420 440 460 480 500 520 540 560 580 600 620 640

T

(%)

A

(nm) 660 680 700 720 740 760 780 800 820 840 860 880 900 920 940 960

T

(%)

A

49 de 62

Espectrofotómetro UV: se utilizada para determinar la absorbancia, transmitancia de un

elemento determinado a longitudes de ondas especificas. Los modelos utilizados en el

laboratorio son:

Componentes del equipo:

1. Compartimiento para colocar las celdas que contienen la muestra.

2. Perilla para seleccionar la longitud de onda de trabajo.

3. Perilla o botón para seleccionar transmitancia, absorbancia, concentración.

4. Perilla o botón para ajustar 100% de transmitacia o 0 absorbancia: 100% T / 0A.

5. Perilla o botón para ajustar 0 % de transmitacia: 0% T

6. Pantalla indicadora de valores.

7. Perilla para ajustar absorbancia: A-0.

8. Botón para imprimir.

Pasos a seguir para operar los equipos: Espectrofotometros.

1. Prender el equipo aproximadamente 20 minutos antes de usarlo,

2. Colocar la longitud de onda con la cual va a trabajar (perilla 2).

3. Ajustar el valor para T = 0% con el porta - muestra vacío y cerrado. Aparece en la

pantalla el valor 0.0.

4. Introducir la cubeta con la muestra (patrón o analito) en el porta muestra 1.

5. Seleccionar la variable T transmitancia con la perilla o botón 3.

6. Ajustar el 100% T de transmitancia con la perilla o botón 4 (100% T).

50 de 62

PRACTICA N° 04. DETERMINACION DEL CARACTER IDEAL DE SOLUCIONES

ACUOSAS DE ETANOL A PARTIR DEL ABATIMIENTO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

1. OBJETIVOS:


Determinar el coeficiente de asociación () para diferentes solutos en solución acuosa

midiendo el descenso de temperatura en el punto de congelación. Efectuar una adecuada

gestión de desechos peligros generados en el laboratorio: recolección, tratamiento y

disposición final.


Preparación de patrones para la curva de Calibración Densidades vs. Molalidad

Determinación de las densidades de las muestras patrones.

Preparación de la solución de etanol de 3 molal

Determinar el coeficiente de asociación () para diferentes solutos en solución acuosa

midiendo el descenso de temperatura en el punto de congelación.


Tratar (cuando sea factible) los desechos generados del proceso para su disposición final.

2. INTRODUCCION.

El punto de congelación de una solución es menor que el del solvente puro. Los datos de

depresión del punto de congelación tienen un valor considerable en el estudio termodinámico de

las soluciones, ya que se pueden determinar los coeficientes de actividad del solvente y del

soluto como una función de la concentración. La actividad a1 del solvente en una solución a la

temperatura T está definida por:

110

1 alnRTGG (1)

donde G1 es la energía molar parcial de Gibbs para el solvente en una solución a una

temperatura T y G1º es la energía libre molar parcial para el solvente líquido puro a la

temperatura T.

Para una solución a la temperatura T0 de congelación del solvente puro, la ecuación anterior

es equivalente a:

1010

1 alnRTGG (2)

donde G1c es la energía libre molar del solvente puro cristalino a T0.

Debido a la condición de equilibrio, se cumple:

c

1

0

1 GG

Por lo tanto,

10

c

11 alnRTGG

51 de 62

1

0

1 alnRTT

G

(3)

donde es el cambio, en este caso en una función de estado del disolvente al ir de sólido

cristalino puro hasta una solución a la misma temperatura.

Ahora bien si se usa un desarrollo en serie de Taylor para T0, queda:

...)TT(T

T

G

2

1)TT(

T

T

G

T

G

T

G 2

02

12

1

1

0

11

(4)

Pero si nos referimos a T como el punto de congelación de la solución, Tf; se tiene: G1 / Tf =

0; en equilibrio, G es igual en ambas fases. Sustituyendo los coeficientes de la serie por su valor,

se tiene:

......)TT(T2

Cp

T

H)TT(

T

H)a(lnR0 2

0f2

0

3

0

10f2

0

101

(5)

Si = T0 -Tf, es decir, la depresión en el punto de congelación

......θ2T

ΔCp

T

ΔHθ

T

ΔH)R(lna 2

2

0

3

0

1

2

0

101 (6)

Ya que 1H = c

11 HH y es próxima a c11

0

f HHH , el calor de fusión del solvente

puro, es conveniente escribir:

1

0

f1 LHH ; 0

111 HHL (7)

Para las soluciones de concentraciones bajas. 1L tiene un valor despreciable y podemos

escribir:

θT

ΔH)R(lna

2

0

101 (8)

Para una solución ideal diluida se tiene a1 ≈ X1, donde X1 es la fracción molar del solvente,

por lo tanto:

2211 X)X-ln(1lnXlna ; 1000

mMX 1

2 (9)

donde m es la molalidad de la solución y M1 es el peso molecular del solvente. Combinando las

ecuaciones (8) y (9), el resultado es:

mKθ f (10) f

2

0f

1000

RTK

(11)

donde f es el calor de fusión del solvente puro por gramo, a la temperatura T0 y Kf es la

constante de depresión molal del punto de congelación y solo depende del solvente. Si el soluto

está asociado o disociado en la solución se puede esperar que la ecuación ideal sirva si se toma

52 de 62

en cuenta la asociación o la disociación. Una solución que contenga n1 mojes de solvente y n2

moles de soluto asociado ( < 1). La verdadera fracción molar del solvente X’1 es:

1

2

21

2

21

11

n

n1

nn

n1

nn

n'X

(12)

suponiendo una solución diluida de molalidad m, se tiene que la ecuación (9) se convierte :

1000

mM

n

nXln 1

1

21'

(13)

Por lo tanto:

νmKθ f (14)

Un uso importante de esta ecuación es la determinación de . Ya que la ecuación solo es

válida para soluciones ideales diluidas podemos escribir:

= lim ff K

1

mK

lim

m

(15)

m 0 m 0

Deberá tenerse presente que el límite de la ecuación anterior se va a evaluar a partir de los

datos experimentales para varias soluciones a concentraciones finitas; por lo tanto el valor

obtenido para n refleja el comportamiento del soluto dado, en el extremo inferior del intervalo de

concentraciones estudiado.

Método del picnómetro para determinar densidades relativas de líquidos:

Este método se fundamentada en el principio de Arquímedes: “Todo cuerpo sumergido en el

seno de un fluido, sufre una fuerza ascendente (empuje) cuyo valor es igual al peso del fluido

desalojado por el cuerpo”.

El picnómetro es un frasco de reducidas dimensiones (de 10 ml a 100 ml) con un tapón

esmerilado y hueco, que permite mantener dentro del mismo un volumen de líquido constante.

Algunos modelos constan de un termómetro adosado a él, de modo de conocer la temperatura

del líquido que contiene.

El método consiste en pesar el picnómetro con agua destilada (líquido de referencia) (magua),

luego se vacía el agua y se agrega el líquido cuya densidad se busca.

Se pesa nuevamente el picnómetro (se registra el nuevo valor mliq.), como los volúmenes de

ambos líquidos pesados son los mismos, tenemos:

liq

agua

m

mCagua

liq dd*20

donde:

d agua 20°C = densidad del agua a 20°C o a la temperatura de trabajo.

magua = masa de agua

53 de 62

mliq = masa del liquido.

d liq = densidad del líquido

Como se mencionó antes, esta técnica de determinación de densidades, no requiere la

medición de volúmenes. Esto hace que la precisión en la determinación de densidades por esta

técnica dependa fundamentalmente de la precisión de las balanzas usadas.














Termo Dewar con corcho, capacidad de 500 ml.

Termómetro graduado con una escala de (+ 5 a –15) º C con graduación de 0,01º C

termómetro digital.

Juego de picnómetros.

Balanza analítica, balanza de tres brazos.

Envases color ambar de 50 ml.

Etanol.

Hielo, agua destilada fría.






compañeros.



54 de 62







análisis.
















gases o vapores.

















emergencia.

55 de 62



Nota: Información tomada del instructivo “I-SGA-08 Intervención en caso de fugas y/o

derrames de materiales y/o desechos peligrosos”; perteneciente al Sistema de Gestión

Ambiental UCAB Guayana.




Etanol

Altamente

inflamable. Puede

incendiarse

fácilmente por chipa,

calor o llama

Contacto con los ojos: lave con abundante agua, manteniendo

los parpados abiertos, por lo menos 20 minutos.


Contacto con la piel: aclare con abundante agua y jabón,

elimine la ropa contaminada.

Tras ingestión: beba agua (máximo 2 vasos), acuda al medico

(muestre la etiqueta).





7.1 PREPARACIÓN DE PATRONES PARA LA CURVA DE CALIBRACIÓN

DENSIDADES Vs. MOLALIDAD:

Para realizar la curva de calibración se preparan varias soluciones de etanol dentro del

rango de concentraciones estudiado Se medirán con precisión los volúmenes de alcohol y

agua para cada solución a preparar.

7.1.1. Lavar 7 balones aforados de 100 ml, una bureta de 50 ml, un vaso de precipitado de 150

ml, y curar con agua destilada.

7.1.2. Tomar del envase un poco de etanol y curar el vaso de precipitado y la bureta.

7.1.3. Agregar dentro de la bureta 45 ml de etanol con el vaso de precipitado.

7.1.4. Agregar 50 ml de agua destilada dentro de cada balón aforado de 100 ml.

7.1.5. Luego agregar una cantidad de etanol a cada balón aforado que contienen los 50 ml de

agua destilada. Ver las cantidades de etanol en la tabla:

7.1.6. Tapar la solución preparada, agite y rotule.

56 de 62

Muestras

patrones Volumen de etanol

(ml)

Composición molal

(mol)

1 1,5 0,5

2 2,9 1,0

3 4,4 1,5

4 5,8 2,0

5 7,3 2,5

6 8,8 3,0

7 10,2 3,5

7.2 DETERMINACIÓN DE LAS DENSIDADES DE LAS MUESTRAS PATRONES:

En el procedimiento de llenado del picnómetro hasta el enrase, evite la presencia de

burbujas en el interior del recipiente, seque bien el picnómetro por fuera con papel filtro

y evite tocar el picnómetro con los dedos.

7.2.1. Llenar el picnómetro de agua destilada (líquido de referencia hasta el enrase), secar, y

luego pesar el picnómetro (magua). Después vacía el agua.

7.2.2. Humedecer el interior del picnómetro y su tapa con un poco de alcohol, dos veces, dejar

secar y después llenar hasta el enrase el picnómetro con la muestra patrón.

7.2.3. Pesar nuevamente el picnómetro (mliq.).

7.2.4. Vaciar la mezcla, lava con agua el picnómetro, enjuagar dos veces con alcohol y dejar

secar.

7.2.5. Repetir el mismo procedimiento para todas lasa muestras patrones.

7.2.6. Busque la densidad del agua y etanol a la temperatura de trabajo.

7.3. PREPARACION DE LA SOLUCIÓN DE ETANOL DE 3 MOLAL:

7.3.1. Agregue en el balón aforado de 1 litro, 200 ml de agua destilada.

7.3.2. Agregue en el vaso de precipitado aproximadamente 100 ml de Etanol concentrado.

7.3.3. Cure un cilindro graduado de 100 ml con un poco de Etanol, que está en el vaso de

precipitado, luego agréguelo en el envase de desecho.

7.3.4. Mida con el cilindro graduado 87,5 ml de Etanol concentrado, que está en el vaso de

precipitado. Si queda Etanol en el vaso de precipitado, agréguelo en el envase de

desecho.

7.3.5. Se agrega el Etanol medido en el balón aforado que contiene agua destilada.

7.3.6. Se agrega 300 ml de agua destilada al balón aforado, se tapa y se identifica la solución

preparada: Solución de Etanol de 3 Molal. Se coloca la fecha de preparación de la

solución

57 de 62

7.4. PROCEDIMIENTO PARA LA OBTENCIÓN DE DIFERENTES SOLUTOS EN

SOLUCIÓN ACUOSA MIDIENDO EL DESCENSO DE TEMPERATURA EN EL

PUNTO DE CONGELACIÓN.

7.4.1. Medir con un cilindro graduado 200 ml de agua destilada fría1 y añadir dentro del

termo Dewar.

7.4.2. Pesar en una balanza aproximadamente 200 grs. de hielo triturado (preparado con

agua destilada) y añadir dentro del termo Dewar que contienen el agua destilada fría.

7.4.3. Tapar el termo Dewar que contiene la mezcla2 agua-hielo con la tapa de corcho y

colocar el termómetro digital dentro del termo.

7.4.4. Agitar vigorosamente el termo con la mezcla agua-hielo hasta que la temperatura

permanezca constante. Anotar el valor de esta temperatura t0.

7.4.5. Extraer (inmediatamente después de leer t0) toda el agua del sistema y sustituir por una

cantidad igual en volumen de una solución3 de etanol fría de concentración 3 molal.

7.4.6. Agitar con fuerza el sistema hasta llegar a una temperatura constante t1a, anotar esta

temperatura.

7.4.7. Extraer con una pipeta graduada (inmediatamente después de leer t1a) dos muestras4

M1 y M2 de 20 ml cada una. Agitar vigorosamente y leer la temperatura después de la

extracción t1b.

7.4.8. Las muestras se vacían en envases color ambar de 50 ml, se tapan, se rotulan y se

guardan para medir posteriormente sus densidades.

7.4.9. Luego de tomadas las muestras y anotadas las temperaturas (t1a , t1b), añadir al sistema

40 ml de mezcla agua-hielo5 (20 ml de agua y 20 grs. de hielo), para disminuir cada

vez más la solución inicial del sistema.

7.4.10. Agitar vigorosamente el sistema hasta temperatura constante t2a anotar la temperatura

y extraer con una pipeta graduada (inmediatamente después de leer t2a) 3 muestras

M3, M4 y M5 de 20 ml cada una. Agitar con fuerza y leer la temperatura después de la

extracción t2b



7.4.12. Luego de tomadas las muestras y anotadas las temperaturas (t2a , t2b), añadir al sistema

60 ml de mezcla agua-hielo5 (30 ml de agua y 30 grs. de hielo), para disminuir cada

vez más la solución inicial del sistema.

7.4.13. Agitar vigorosamente el sistema hasta temperatura constante t3a anotar la temperatura

y extraer con una pipeta graduada (inmediatamente después de leer t3a) 5 muestras4

M6, M7, M8, M9 y M10 de 20 ml cada una. Agitar con fuerza y leer la temperatura

después de la extracción t3b.



Notas:

El agua usada tendrá que enfriarse previamente, para disminuir las impurezas liberadas

al fundirse el hielo.

58 de 62

La mezcla agua-hielo para congelar deberá cubrir el bulbo del termómetro digital, sin

estar demasiado cerca de la tapa de corcho.

La solución de etanol 3 molal que se usará tendrá que enfriarse previamente, para no

alterar el sistema.

Después que se han sacado las muestras, debe reiniciar la agitación vigorosa y tomar

una segunda lectura de la temperatura. Las temperaturas anotadas antes t1a y después

t1b de tomar las muestras, deberán concordar dentro de 0,01ºC y estos valores deben

promediarse para los cálculos. Esto será igual durante todo el procedimiento.

Se agrega hielo para sustituir el fundido en el termo.


Durante la realización de la práctica se generan los desechos de las soluciones de Etanol,

estas soluciones no está catalogadas como peligrosa según el Decreto 2.635, G.O N°

5245 del 3 -08 – 1998 -. Pero la Ficha de Seguridad del Etanol, menciona que los

residuos no se pueden descargar al desagüe, porque existe el Riesgo de Explosión, por lo

tanto estas soluciones no se pueden verter en los desagües que descarga a la planta de

tratamiento de agua de la Universidad. Las soluciones serán recolectadas y llevadas al

depósito de Residuos y Desechos Peligrosos, hasta su posterior disposición final, por un

gestor autorizado.


laboratorio, los desechos de las soluciones generadas.

7.5.2. Dejar en el laboratorio los recipientes recolectores con las soluciones, el personal del




8. CALCULOS Y RESULTADOS:

8.1. Determinar las densidades de cada una de las muestras patrones usando el método

picnómetro.

8.2. Realizar la Curva de Calibración con las muestras patrones graficando densidades Vs.

molalidad.

8.3. Determinar las densidades de cada una de las muestras obtenidas en el procedimiento

4.4., usando el método del picnómetro.

8.4. Determinar las composiciones molales de las muestras obtenidas en el procedimiento

4.4., con la Curva de Calibración.

8.5.

(15)

8.6. f

Kf, si 1

ff

M

H

8.7. Se calcula el valor de Kf , usando la ec. (14), para la solución más concentrada, la más

diluida y una de concentración intermedia.

59 de 62

Datos para el agua: Kf = 1,860

λf = 79,72 cal / g.

9. ASIGNACIONES:

9.1.

9.2. ¿Definir energía molar parcial de Gibbs?

9.3. Señale la importancia que tiene el descenso del Punto de Congelación de una solución.

9.4. Señale la importancia que tiene el principio de Arquímedes para determinar densidades.

10. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

Daniels, Curso de Fisicoquímica experimental, Exp.13 ,pág 87.

Urquiza, laboratorio de Fisicoquímica, pág 63.


desechos peligrosos.



Norma COVENIN 2340-1:2001. Medidas de Seguridad e Higiene Ocupacional en Laboratorios. Parte 1.

Norma COVENIN 2237-89. Ropa, Equipos y Dispositivos de Protección Personal. Selección

de acuerdo al Riesgo Ocupacional.



60 de 62

11. ANEXOS:

Tabla de Datos N° 1

Densidades y concentraciones molal de las muestras patrones preparada patrones para

construir la Curva de Calibración.

Muestras

patrones Volumen de etanol

(ml)

Composición molal

(mol)

Densidades

(gr./ml)

1 1,46 0,5

2 2,92 1,0

3 4,37 1,5

4 5,83 2,0

5 7,29 2,5

6 8,75 3,0

7 10,21 3,5

61 de 62

Tabla de Datos N° 2.

Temperaturas, densidades y concentraciones molal de las muestras obtenidas en el

procedimiento 4.4. obtenidas por medio de la Curva de Calibración.

Muestras

destilados

Temperaturas

(°C)

Densidades

(gr/ml) molalidad

M1 t1a =

t1b =

M2 t2a =

t2b =

M3 t3a =

t3b =

M4 t4a =

t4b =

M5 t5a =

t5b =

M6 t6a =

t6b =

M7 t7a =

t7b =

M8 t8a =

t8b =

M9 t9a =

t9b =

M10 t10a =

t10b =

M11 t11a =

t11b =

M12 t12a =

62 de 62

Tabla de Datos N° 3.

de las muestras obtenidas en el procedimiento 4.4.,

para realizar

Muestras

destilados molalidad

M1

M2

M3

M4

M5

M6

M7

M8

M9

M10

M11

M12

manual de prÁcticas laboratorio de procesos …

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