manual laboratorio de fisicoquÍmica (1) (1)

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE BAJA CALIFORNIA

CENTRO DE INGENIERÍA Y TECNOLOGÍA VALLE DE LAS PALMAS

MANUAL DE LABORATORIO

FISICOQUÍMICA 11786 2011-2

Profesor: Dr. Gustavo Enrique Camargo Negrete

ALUMNO:_______________________________________________

MATRÍCULA:__________________

Centro de Ingeniería y Tecnología Valle de las Palmas Manual de laboratorio de Fisicoquímica

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TABLA DE CONTENIDO

Práctica Pág.

EVALUACIÓN .............................................................................................................. 4

REGLAS BÁSICAS DE LABORATORIO ........................................................................... 5

MEDIDAS DE SEGURIDAD EN CASO DE EMERGENCIAS .............................................. 6

UNIDAD 1. PROCESOS TERMODINÁMICOS .............................................................. 9

PRÁCTICA 1. ESCALAS DE TEMPERATURA ................................................................ 10

PRÁCTICA 2. CALORIMETRÍA Y CALORÍMETRO ........................................................ 17

PRÁCTICA 3. LEY DE HESS. CALOR DE REACCIÓN ..................................................... 27

UNIDAD 2. EQUILIBRIO TERMODINÁMICO............................................................. 36

PRÁCTICA 4. PROCESOS ESPONTÁNEOS .................................................................. 37

PRÁCTICA 5. LEY DE ACCIÓN DE MASAS .................................................................. 43

PRÁCTICA 6. PROPIEDADES MOLARES PARCIALES ................................................... 48

UNIDAD 3. EQUILIBRIO DE FASES............................................................................ 56

PRÁCTICA 7. LEY DE HENRY ...................................................................................... 57

PRÁCTICA 8. EQUILIBRIO LÍQUIDO – VAPOR ............................................................ 63

PRÁCTICA 9. EQUILIBRIO DE TRES COMPONENTES ................................................. 77


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Práctica Pág.

UNIDAD 4. LA TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO ................................ 89

PRÁCTICA 10. COEFICIENTE DE ACTIVIDAD .............................................................. 90

PRÁCTICA 11. EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE................................................................. 97

PRÁCTICA 12. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO .............................................................. 104

VALE DE PRÉSTAMO DE MATERIAL DE LABORATORIO .......................................... 111


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EVALUACIÓN

CALIF NOMBRE DE LA PRÁCTICA

PRÁCTICA 1. ESCALAS DE TEMPERATURA ................................................................ 10

PRÁCTICA 2. CALORIMETRÍA Y CALORÍMETRO......................................................... 17

PRÁCTICA 3. LEY DE HESS. CALOR DE REACCIÓN ..................................................... 27

PRÁCTICA 4. PROCESOS ESPONTÁNEOS................................................................... 37

PRÁCTICA 5. LEY DE ACCIÓN DE MASAS ................................................................... 43

PRÁCTICA 6. PROPIEDADES MOLARES PARCIALES. .................................................. 48

PRÁCTICA 7. LEY DE HENRY ...................................................................................... 57

PRÁCTICA 8. EQUILIBRIO LÍQUIDO – VAPOR ............................................................ 63

PRÁCTICA 9. EQUILIBRIO DE TRES COMPONENTES ................................................. 77

PRÁCTICA 10. COEFICIENTE DE ACTIVIDAD .............................................................. 90

PRÁCTICA 11. EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE ................................................................. 97

PRÁCTICA 12. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO .............................................................. 104

CALIFICACIÓN FINAL


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REGLAS BÁSICAS DE LABORATORIO

Equipo de Protección Personal (EPP)

Utilizar bata blanca de manga larga.

Utilizar guantes de látex cuando la práctica lo requiera.

Lentes de seguridad, en caso que la práctica así lo requiera. Si usa lentes de prescripción, los lentes de seguridad debe utilizarlos encima de éstos.

Utilizar zapato cerrado.

Disciplina

No correr dentro del laboratorio.

No jugar con los materiales, reactivos y/o equipo de laboratorio.

Mantener apagado su celular, radio y cualquier equipo móvil de comunicación.

No introducir alimentos en el laboratorio.

Prohibido escuchar música.

Reactivos, materiales y equipo

No oler directamente o ingerir ningún reactivo o sustancia de laboratorio.

Manejar los materiales como indique el maestro o el auxiliar de laboratorio.

No operar el equipo sin la supervisión del maestro o el auxiliar de laboratorio.

A la persona que incumpla con lo antes mencionado se aplicaran las sanciones que establece el reglamento de laboratorio y estatuto escolar vigente.


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MEDIDAS DE SEGURIDAD EN CASO DE EMERGENCIAS

En caso de accidente en el laboratorio, hay que comunicarlo inmediatamente al docente o al auxiliar.

Primeros auxilios

I. Contenido mínimo de botiquín de primeros auxilios: 1. Gasas estériles 2. Solución de bicarbonanto de sodio al 2%. 3. Solución de ácido bórico al 2%. 4. Vaselina. 5. Pomada para quemaduras (picrato o pasta dental). 6. Solución de yodo al 3.5%. 7. Aceite de Oliva o de ricino. 8. Algodón estéril. 9. Alcohol al 95%. 10. Agua oxigenada al 3.34%. 11. Banditas (curitas). 12. Tela adhesiva o micropore.

Nota: Para dar auxilio en casos de emergencia, debe utilizar en todo momento guantes y evitar el contacto con biológico-infecciosos.

II. Salpicaduras por ácidos y álcalis

Lavarse inmediatamente con abundante agua la parte afectada. Si la quemadura es ojos, después del lavado, acudir al servicio médico.

Si la salpicadura es extensa, llevar al lesionado al chorro de agua en la regadera de emergencia inmediatamente y acudir después al servicio médico.

III. Quemaduras por objetos, líquidos o vapores calientes (escaldaduras).

Aplicar pomada para quemaduras o pasta dental en la parte afectada. En caso necesario, proteger la piel con gasas y acudir al servicio médico.


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IV. Heridas

Si se llega a producir una herida en el desarrollo de la práctica dependiendo de la magnitud del corte, se debe proceder a lavar la parte afectada, a su desinfección y a cubrirla con gasa estéril; trasladar al lesionado al servicio médico.

Si la herida es profunda y con abundante pérdida de sangre, aplicar un torniquete y llevar al paciente al servicio médico.

Si la herida fue producida por un objeto punzante, dejar que fluya la sangre un momento y presionar con gasa estéril sobre la parte afectada. Acudir al servicio médico.

V. Pérdida del sentido

Si alguna persona llega a desmayarse en el laboratorio, con cuidado debe sacarla al aire libre, acostarla boca arriba, aflojarle la ropa ajustada, abrigarla, dejarla reposar y llamar al servicio médico de la escuela.

VI. Descarga eléctrica

Si un compañero sufre una descarga eléctrica y quedara “pegado” a los cables o al dispositivo, desconectar inmediatamente el interruptor de energía (switch), y si esto no fuera posible, tratar de separarlo utilizando algún aislante (madera, hule, etc.). Atender las quemaduras y llevar al lesionado al servicio médico.

Incendios

En caso de que se produzca un incendio de pequeña magnitud en el laboratorio, tratar de apagar el fuego cubriéndolo con una toalla, bata, franela, jerga o tela disponible en ese momento.

Debe conservar la calma y evitar que haya pánico.

En incendios pequeños producidos por reactivos de tipo orgánico, utilice el extintor con polvos A, B y C, tanto si se extiende por la mesa y el suelo como si se desarrolla en un recipiente. El chorro de polvo del extinguidor debe dirigirse a la base del fuego.


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Si el incendio fuera en la bata, despojarse de esta inmediatamente, y si afecta ropa de vestir, pasar al chorro de la regadera o envolver a la persona en una bata, abrigo, suéter o chamarra y rodarla por el suelo.


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UNIDAD 1. PROCESOS TERMODINÁMICOS

COMPETENCIA

Identificar la relación entre las reacciones químicas y cambios

energéticos mediante el análisis de sistemas donde el único cambio

es el de energía interna y las transferencias de energía son

mediante calor y trabajo con una actitud constructiva y

colaborativa.

PRÁCTICAS

1. ESCALAS DE TEMPERATURA.

2. CALORIMETRÍA Y CALORÍMETRO.

3. LEY DE HESS. CALOR DE REACCIÓN.


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Práctica Laboratorio de Duración (horas)

1 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 1. ESCALAS DE TEMPERATURA

I. Competencia

Determinar experimentalmente el punto de fusión y el punto de

ebullición del agua.

II. Fundamento

El termómetro es el instrumento empleado para medir la temperatura. El más usado es el de mercurio, formado por un capilar de vidrio de diámetro uniforme comunicado por un extremo con una ampolla llena de mercurio. El conjunto está sellado para mantener un vacío parcial en el capilar. Cuando la temperatura aumenta el mercurio se dilata y asciende por el capilar. La temperatura puede leerse en una escala situada junto al capilar. El termómetro de mercurio es muy usado para medir temperaturas ordinarias; también se emplean líquidos como el alcohol o el éter.

La invención del termómetro se atribuye a Galileo, aunque el termómetro sellado no apareció hasta el año de 1650. Los termómetros modernos de alcohol y mercurio fueron inventados por el físico alemán Gabriel Fahrenheit, quien también propuso la primera escala de temperaturas ampliamente adoptada, que lleva su nombre. Desde entonces se han propuesto diferentes escalas de temperatura.

En la escala centígrada o Celsius, diseñada por el astrónomo sueco Andrés Celsius y utilizada en la mayoría de los países, el punto de congelación del agua es 0 grados (0°C) y el punto de ebullición es de 100 grados (100°C). En la escala Fahrenheit, el punto de congelación corresponde a 32 grados (32°F) y su punto de ebullición a presión normal es de 212 grados (212°F).

Punto de ebullición. Es la temperatura a la que la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión atmosférica existente sobre dicho líquido. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, la evaporación tiene lugar únicamente en la superficie. Durante la ebullición se forma vapor en el


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interior del líquido, que sale en forma de burbujas, con el característico hervor tumultuoso de la ebullición. Cuando el líquido es una sustancia simple, continúa hirviendo mientras se le aporte calor, sin aumentar la temperatura; esto quiere decir que la ebullición se produce a una temperatura y presión constantes con independencia de la cantidad de calor aplicada al líquido.

La presión modifica el punto de ebullición; cuando ésta aumenta, aumenta el punto de ebullición. A una atmósfera de presión (101 kPa), el agua hierve a 100 grados Celsius y a 217 atmósferas, hierve a 374°C. Si la presión de una muestra de agua desciende a 6 pascales, el agua hierve a 0°C.

Los puntos de ebullición se dan dentro de un amplio margen de temperaturas. El punto de ebullición más bajo es el del helio, -268.9°C y probablemente el más algo es el del wolframio a 5 900°C.

III. Material, equipo y reactivos

1 Soporte universal

1 Embudo

1 Termómetro de mercurio

1 Matraz Erlenmeyer de 250 ml

1 Mechero de Bunsen

1 Aro de metal

1 Vaso de precipitados de 250 ml

100 g de hielo triturado

100 ml de agua

IV. Procedimiento

IV.1 Determinación del punto de fusión del agua.

IV.1.1 Montar el soporte universal y fijar el aro de metal.

IV.1.2 Llenar el embudo con el hielo triturado.

IV.1.3 Colocar el embudo en el aro metálico.

IV.1.4 Poner el vaso de precipitados debajo del embudo para que el agua que

goteé caiga dentro de él.


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IV.1.5 Medir la temperatura del medio ambiente y registrarla

IV.1.6 Introducir el termómetro en el hielo hasta cubrir el bulbo que contiene

el mercurio.

IV.1.7 Medir la temperatura.

IV.1.8 Quitar el vaso de precipitados y el embudo.

IV.2 Determinación del punto de ebullición del agua

IV.2.1 Verter en el matraz 100 ml de agua.

IV.2.2 Colocar la malla de asbesto sobre el aro de metal y poner el matraz con

el agua.

IV.2.3 Encender la fuente de calor y esperar a que se llegue a la ebullición.

IV.2.3 Observar cuidadosamente la columna de mercurio hasta el momento

en que el agua esté en ebullición.

IV.2.4 Mediar la temperatura.

V. Resultados y gráficos.

V.1 ¿Qué cambio de estado se da en el procedimiento 2.1 y a qué se debe?

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V.2 ¿Qué fenómeno y a que se debe lo que ocurre en la boca y en el cuello

del matraz Erlenmeyer?

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V.3 ¿Cuál es la temperatura más alta que registró el termómetro?

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V.4 ¿Se cumple con la competencia de la práctica? ¿Por qué?

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V.5 Elaborar un esquema del termómetro en el que se indiquen sus partes.


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VI. Análisis de resultados

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VII. Discusión de resultados

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VIII. Conclusión

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IX. Observaciones y notas

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X. Gestión de residuos

No hay ningún residuo peligroso en ésta práctica, por lo que el agua se

puede disponer en el desagüe de las mesas de trabajo.

XI. Bibliografía

P. W. Atkins, “Fisicoquímica”. Addison-Wesley Iberoamericana, S. A.,

Delaware, 1991.

Chang, R.W., “Fisicoquímica con aplicaciones a sistemas biológicos”,

CECSA, México 1987.

Castellan G., "Fisicoquímica", 1ra ed., Fondo Educativo Interamericano,

México 1978, págs. 283-284, 305-310.


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2 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 2. CALORIMETRÍA Y CALORÍMETRO

I. Competencia

Comprender el concepto de calor específico y calorimetría, para la

construcción de un calorímetro. Se determinará la capacidad calorífica del

equipo para la práctica 3.

II. Fundamento

Los cambios de entalpía asociados con un proceso físico o químico pueden determinarse mediante el empleo de una técnica experimental que se conoce con el nombre de calorimetría. Esta técnica se basa en la observación del cambio de temperatura cuando un sistema absorbe o libera energía en forma de calor. El experimento se efectúa en un dispositivo llamado calorímetro, en el cual se mide el cambio de temperatura de una cantidad conocida de sustancia (por lo general agua) de calor específico conocido. El cambio de temperatura se debe al calor que se absorbe o se desprende en el proceso químico o físico que se está estudiando.

Es común el uso de un calorímetro tipo “vaso de café” para medir “calores de reacción” a presión constante en disoluciones acuosas. Las reacciones se seleccionan de manera que no intervengan reactivos o productos gaseosos, por tanto, los reactivos y productos permanecen en el recipiente durante todo el experimento. Este calorímetro puede usarse para medir la cantidad de calor que se absorbe o se libera cuando una reacción tiene lugar en disolución acuosa. Se considera que los reactivos y productos son el sistema y el calorímetro más la disolución (en su mayor parte agua) son los alrededores. En una reacción exotérmica, la cantidad de calor que se desprende en la reacción puede calcularse a partir del aumento de temperatura del calorímetro y la disolución. Puede considerarse que el calor se divide en dos partes


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(

)

(

) (

)

La capacidad calorífica de un calorímetro se determina por adición de una cantidad conocida de calor y la medición del aumento de temperatura del calorímetro y la disolución que contiene; esta capacidad calorífica del calorímetro suele recibir el nombre de constante del calorímetro.

Realizando este procedimiento de manera experimental, se puede obtener una temperatura final, Tm, representando gráficamente las temperaturas obtenidas frente al tiempo y extrapolando a tiempo cero para determinarla (Figura 2).

Figura 2. Extrapolación de datos experimentales para la determinación de Tm.

Suponiendo que la densidad del agua es 1 g/ml y su calor específico ce= 4.184 J/g·K, se calcula el calor cedido por el agua caliente:

qcedido = mcaliente ce (T2 – Tm)

de igual forma, se calcula el calor ganado por el agua fría:

qganado= mfría ce (Tm – T1)

0

10

20

30

40

50

60

0 1 2 3 4 5

Tem

pe

ratu

ra, °

C

Tiempo, min

Agua Caliente, T2

Agua Fria, T1

Tm


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La diferencia entre estas dos cantidades corresponde al calor ganado por el calorímetro:

qcalorímetro = qcedido – qganada

Por último, el cociente entre ese valor y la variación de temperatura es la constante del calorímetro:

CCal = qcalorímetro /(Tm – T1)


1 Vaso de precipitados de 500 ml

1 Mosca de agitación

1 Termómetro

1 Agitador magnético

1 Anillo de metal

1 Malla de asbesto

1 Mechero bunsen

1 Soporte universal

8 Vasos de poliestireno de 150 ml

1 Tapa de poliestireno

400 ml de agua

IV. Procedimiento

IV.1 Montar el calorímetro como se indica en la Figura 1, sin colocarle la tapa.

IV.2 Colocar la mosca de agitación dentro del calorímetro y colocar el equipo

sobre el agitador magnético.

IV.4 Calentar 250 ml de agua hasta alcanzar una temperatura de 50°C.

Mantener la temperatura constante.

IV.5 Realizar la mezcla de agua a temperatura ambiente con agua a 50°C, tal y

como se indica en el Cuadro 1, primeramente vertiendo el agua “fría” en el

calorímetro y luego el agua a 50°C.

IV.6 Tapar inmediatamente el sistema, encender el agitador magnético y

medir la temperatura de la mezcla cada minuto hasta 5 minutos.

IV.7 Repetir para cada mezcla


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Figura 1. Calorímetro tipo “vaso de café”.

Cuadro 1. Mezclas de agua “fría” y agua a 50°C.

Experimento Agua a Tamb, ml Agua a 50°C, ml 1 50 50

2 0 100 3 25 75

4 75 25

V. Resultados, cálculos y gráficos.

V.1 Calcular la capacidad calorífica del calorímetro para cada experimento y

graficarlo (Figura 2).

V.2 Obtener la constante calorífica del calorímetro.

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Termómetro

Tapa de

poliestireno

Vasos de

poliestireno

Sistema reactivo

(reactivos y productos)


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Cuadro 2. Resultados

Experimento 1 2 3 4 m (agua fría)

m (agua cal)

T@ 1 min T@ 2 min

T@ 3 min T@ 4 min

T@ 5 min Tm

qcedido

qganado qcalorímetro

Ccal


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Figura 2. Determinación de la temperatura de la mezcla, Tm.

0

10

20

30

40

50

60

0 1 2 3 4 5

Tem

pe

ratu

ra, °

C

Tiempo, min

Experimento 1

0

10

20

30

40

50

60

0 1 2 3 4 5

Tem

pe

ratu

ra, °

C

Tiempo, min

Experimento 3

0

10

20

30

40

50

60

0 1 2 3 4 5

Tem

pe

ratu

ra, °

C

Tiempo, min

Experimento 2

0

10

20

30

40

50

60

0 1 2 3 4 5

Tem

pe

ratu

ra, °

C

Tiempo, min

Experimento 4


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Figura 3. Capacidad calorífica del calorímetro tipo “vaso de café”.


VI.1 ¿La magnitud de la constante calorífica es grande o pequeña? ¿A qué

factores le atribuyes esto?

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VI.3 ¿Cuál es la capacidad calorífica del poliestireno? ¿El valor es consistente

con el obtenido en esta práctica? Explicar lo respuesta.

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Exp. 1 Exp. 2 Exp. 3 Exp. 4

J/°C


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VI.2 ¿Cuál es la utilidad de un calorímetro y en que experimentos se puede

utilizar?

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VIII. Conclusión

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El agua se puede disponer en el desagüe de la mesa del laboratorio y los

vasos en el contenedor de basura común.

XI. Bibliografía


Delaware, 1991.

Chang, R.W., “Fisicoquímica con aplicaciones a sistemas biológicos”, CECSA,

México 1987.


México 1978, págs. 283-284, 305-310.


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3 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 3. LEY DE HESS. CALOR DE REACCIÓN

I. Competencia

Determinar el calor desprendido o absorbido para la realización de un

proceso químico, comprendiendo el concepto de calor de reacción y la Ley de

Hess.

II. Fundamento

La mayoría de los procesos químicos y bioquímicos ocurren con un

intercambio de energía entre el sistema que reacciona y el medio. El estudio

de estos intercambios de energía constituye el objeto de la termodinámica

química. En gran parte de los casos, la energía se intercambia únicamente en

forma de calor y recibe el nombre de termoquímica, la rama de la

termodinámica que se ocupa exclusivamente de la energía calorífica asociada

a un determinado cambio químico.

Desde el punto de vista del calor intercambiado, las reacciones se

clasifican en exotérmicas (si van acompañadas de desprendimiento de calor)

y endotérmicas (sí se absorbe calor del medio durante el proceso). Si la

reacción transcurre sin absorción ni desprendimiento de calor, se dice que es

adiabática; estas reacciones son poco frecuentes. Por convenio, el calor

desprendido se toma como negativo.

Desde el punto de vista microscópico, el desprendimiento de calor está relacionado con un aumento en la energía de los movimientos al azar de las moléculas del sistema; este aumento espontáneo de la energía cinética en las moléculas implica una disminución de su energía potencial y, por tanto, una mayor estabilidad de los productos frente a los reactivos.


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Al final de un proceso exotérmico la entalpía del sistema habrá

disminuido (ΔH < 0) y los productos corresponderán a un estado de menor

energía potencial (más estable) que los reactivos.

Puesto que el calor asociado con un determinado cambio químico

depende de las condiciones bajo las cuales se realice éste, es preciso. Dado

que la mayor parte de las reacciones químicas se realizan en recipientes

abiertos y a la presión constante de una atmósfera, el calor de reacción más

usado es el calor de reacción a presión constante q°. Puede demostrarse que

si el sistema que reacciona es cerrado (es decir, no intercambia materia con

el exterior) y realiza o sufre a lo sumo un trabajo macroscópico de expansión

o compresión por causa de la reacción (es decir, en las condiciones habituales

del trabajo en el laboratorio), q° coincide con la variación de la función

termodinámica entalpía, ΔH, para la reacción en cuestión. Teniendo en

cuenta que la entalpía es una función de estado y que, por tanto, su

incremento sólo depende de los estados inicial y final del sistema, es fácil ver

que el calor que interviene en un determinado proceso químico será el

mismo si la reacción se realiza en una sola etapa como si lo hace en varias

(Ley de Hess).

El cambio de entalpía, ΔHA→B, para la reacción:

A → B

se puede calcular sumando los cambios de entalpía para una serie de pasos

intermedios.

A → C → D → B

Así, ΔHA→B = ΔHA→C + ΔHC→D + ΔHD→B. Este concepto es útil en el cálculo

del cambio de entalpía para las reacciones que no son fáciles de observar o

medir directamente.

Las funciones de estado termodinámicas asociadas a un determinado

proceso químico suelen conocerse por el tipo de reacción; así se habla de

entalpías o de energías libres de neutralización, combustión, disolución, etc.


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Las variaciones de las funciones termodinámicas de las reacciones

químicas dependen de las condiciones de temperatura, presión y estado (gas,

líquido ó sólido) de los reactivos y productos. Para poder comparar las

funciones termodinámicas de diferentes reacciones, es conveniente definir

un conjunto de condiciones, llamadas estándar, en las que se tabulan la

mayor parte de las entalpías.

El estado estándar de una sustancia es en el que se encuentra, puro, a

presión atmosférica (1 atmósfera) y a temperatura ambiente (generalmente

aceptada como 298 K, 25 °C). Así, la entalpía estándar de una reacción se

define como el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y los productos

están en su estado estándar. Denotamos una entalpía estándar como ΔH°,

donde el superíndice ° indica condiciones de estado estándar.


1 Termómetro

2 Probetas de 250 ml

2 Vasos de precipitados de 250 ml

1 Pinzas para termómetro

1 Soporte universal

1 Calorímetro “tipo vaso de café” (práctica 2)

90 ml de NaOH 2M

50 ml NH3 2M

100 ml HCl, 2M

40 ml CH3COOH 2M

11 g NH4Cl

10 ml de agua dest.

IV. Procedimiento

IV.1 Montar el calorímetro empleado para la realización de la práctica 2. Este

equipo se empleará para la determinación del intercambio de calor que

acompaña a un proceso químico.

IV.2 Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte.

IV.2.1 Colocar en el calorímetro 50 ml de una disolución de hidróxido de

sodio 2M a temperatura ambiente.


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IV.2.2 Añadir al calorímetro 50 ml de una disolución de ácido clorhídrico 2M y

anotar las temperaturas con la mayor precisión posible, en función del

tiempo (en intervalos de 1 minutos hasta 5 minutos), agitando suave y

continuamente.

IV.2.3 Construir la gráfica T vs t y extrapolar en tramo recto, a tiempo cero

para determinar Tm.

IV.2.4 Suponiendo que la densidad de la mezcla de reacción es

aproximadamente 1 g/cm3 y que su calor específico se aproxima a los 4.184

J/g K, calcular el calor absorbido por el calorímetro, el cual se obtendrá a

partir de su equivalente en agua, obtenido en la práctica 2. Calcular a partir

de estos datos, la entalpía de neutralización (en kJ/mol) de la sal producida.

IV.3 Reacción de neutralización de un ácido débil con una base fuerte.

IV.3.1 Repetir el procedimiento anterior, utilizando 40 ml de una disolución

de hidróxido de sodio 2M y 40 ml de una disolución de ácido acético 2M.

Calcular la entalpia de neutralización.

IV.4 Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base débil.

IV.4.1 Repetir el procedimiento anterior utilizando 50 ml de HCl 2M y 50 ml

de NH3 2M. Calcular la entalpía de neutralización.

IV.5 Determinación de la entalpía de disolución de una sal.

IV.5.1 Pesar entre 10 y 11 gramos de NH4Cl sólido.

IV.5.2 Medir 50 ml de agua destilada, anotar su temperatura y colocarla en el

calorímetro junto con el NH4Cl.

IV.5.3 Medir la temperatura de la mezcla en intervalos de 1 minuto mientras

se agita el calorímetro, hasta 10 minutos.

IV.5.4 Calcular mediante extrapolación la temperatura de la mezcla, Tm.


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IV.5.5 Calcular el valor de la entalpía de disolución.

IV.6 Aplicar la ley de Hess para determinar la entalpia de reacción de

descomposición del siguiente proceso (utilizar los datos experimentales

obtenidos y los datos tabulados proporcionados):

NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g)

V. Resultados y gráficos

V.1 Determinación de entalpías de neutralización

Neutralización de NaOH con HCl

VNaOH = ml; TNaOH = VHCl = ml; THCl =

T(1 minuto) = T(2 minuto) =


T(5 minuto) = Tm+= Ti

** =

qabs.mezcla= m ce (T*m-Ti**)=

qabs.calorímetro= eqc (T*m-Ti**)=

Hneutralización= -(qabs.mezcla + qabs.calorímetro)=

Nº de moles de NaCl formados

Hneutralización expresado en kJ/mol = *Temperatura determinada gráficamente **Ti = (TNaOH + THCl)/2

Neutralización de NaOH con HAc

VNaOH = ml; TNaOH = VHAc= ml; THAc =



T(5 minuto) = Tm+= Ti

** =

qabs.mezcla= m ce (T*m-Ti**) =

qabs.calorímetro= CCal (T*m-Ti**) =

Hneutralización= -(qabs.mezcla + qabs.calorímetro) =

Nº de moles de NaAc formados

Hneutralización expresado en kJ/mol =

*Temperatura determinada gráficamente **Ti = (TNaOH + THAc)/2


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V.2 Aplicación de la ley de Hess

V.2.1 Determinación de la entalpía de reacción para:

HCl(ac) + NH3(ac) → NH4+(ac) + Cl-(ac)

VNH3 = ml; T NH3 = VHCl = ml; THCl =



T(5 minuto) = T*m= Ti = (T NH3 + THCl)/2 =

qabs.mezcla= m(NH3 + HCl) ce (T*m-Ti) = ce cagua 4,184 J/g· K

qabs.calorímetro= CCal (T*m-Ti) =

Hreacción= -(qabs.mezcla + qabs.calorímetro) =

Nº de moles de NH4Cl formados

Hreacción expresado en KJ/mol =

*Determinada gráficamente

V.2.2 Determinación de la entalpía de disolución para:

NH4Cl(s) NH4+(ac) + Cl-(ac)

PESONH4Cl = g Vagua = mL; Tagua =



T(5 minuto) = T*m= Ti = Tagua =

qabs.mezcla= m(NH3Cl + agua) ce (T*m-Ti) = ce cagua 4,184 J/g·K

qabs.calorímetro= CCal (T*m-Ti)=

Hdisolución= -(qabs.mezcla + qabs.calorímetro) =

Nº de moles de NH4Cl

Hdisolución expresado en KJ/mol =

*Determinada gráficamente

V.2.3 Aplicar la ley de Hess para calcular ΔH para la reacción:

NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g)


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NH3(ac) + HCl(ac) → NH4+(ac) + Cl-(ac) ΔH1 =

NH4Cl(s) → NH4+(ac) + Cl-(ac) ΔH2 =

NH3(g) → NH3(ac) ΔH3 = -34640 J/mol

HCl(g) → HCl(ac) ΔH4 = -75140 J/mol

ΔHRx = kJ/mol

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V.3 Gráficos


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Conclusión

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VI. Observaciones y notas

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VII. Gestión de residuos

Los residuos de esta práctica son soluciones neutras de ácido fuerte y

base fuerte, se pueden verter en el desagüe de las mesas del laboratorio. Las

mezclas de soluciones débiles deberán disponerse en los contenedores

identificados como bases o ácidos, según corresponda.

VIII. Bibliografía


Delaware, 1991.


México 1987.


México 1978, págs. 283-284, 305-310.


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UNIDAD 2. EQUILIBRIO TERMODINÁMICO

COMPETENCIA

Interpretar la dependencia del equilibrio químico con la

energía de los reactivos y productos mediante la predicción de la

espontaneidad y direccionalidad en procesos físicos y químicos que

involucren transferencia de calor utilizando un lenguaje claro y

conciso.

PRÁCTICAS

4. PROCESOS ESPONTÁNEOS.

5. LEY DE ACCIÓN DE MASAS.

6. CALOR DE REACCIÓN.


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4 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 4. PROCESOS ESPONTÁNEOS

I. Competencia

Identificar reacciones químicas que liberan o absorben energía.

II. Fundamento

Las reacciones químicas suponen un proceso en el que se produce una reordenación de los átomos, con ruptura de enlaces y formación de otros nuevos. Este es un aspecto parcial de la reacción, ya que el otro aspecto (tan importante como el anterior) lleva implícito un cambio energético entre los estados inicial y final. Algunas reacciones ocurren con desprendimiento de calor del sistema hacia el exterior; son las reacciones exotérmicas; en otras reacciones sucede el proceso inverso, y son las reacciones exotérmicas. Procesos exotérmicos espontáneos conocidos y relativamente fáciles de explicar. Los procesos endotérmicos espontáneos, por lo contrario, no son tan comunes y son más difíciles de explicar. Se puede usar su existencia para recalcar la importancia de la ley universal que dice que: “los sistemas tienden al caos” (segunda ley de la termodinámica).

La vida sin energía es imposible. No hay ningún sistema viviente que pueda permanecer vivo por mucho tiempo sin algún tipo de combustible, es decir, el alimento que lo mantenga vivo. Así como el calor que desprenden algunos gases como el metano, etano, propano y butano, el cual se aprovecha para calefacción en fábricas y hogares.


1 Vaso de precipitados 150 ml

1 Termómetro

1 Varilla de vidrio

1 Matraz Erlenmeyer de 150 ml

1 Tapón monohoradado

1 Vaso de poliestireno (foam)

1 pequeño bloque de madera

Hule aislante

6.5 g de NH4Cl

16 g de Ba(OH)2∙8H2O

6 ml H2SO4 concentrado

80 ml de agua dest.


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IV. Procedimiento

IV.1 Experimento 1:

IV.1.1 Colocar 16 g de hidróxido de bario y 5.5 de cloruro de amonio en un

matraz Erlenmeyer, agitar suavemente para mezclar los reactivos. Tomar la

temperatura y registrar.

IV.1.2 En unos 30 s, el olor a amoniaco puede ser detectado. Mantener

tapado el matraz con un tapón. Observar el fenómeno que sucede en la parte

exterior del matraz. Nota: evitar respirar el amoniaco y su contacto con la

piel.

IV.1.3 Tomar la temperatura final y registrar.

IV.1.4 Mojar el trozo de madera con unas gotas de agua y colocar el matraz

de la reacción sobre el. Observar el fenómeno y registrar lo observado.

IV.2 Experimento 2:

IV.2.1 Preparar el dispositivo como el de la Figura 1.

IV.2.2 Colocar 60 ml de agua destilada dentro del vaso y medir su

temperatura.

IV.2.3 Agregar cuidadosamente 6 ml de ácido sulfúrico concentrado y agitar

brevemente con la varilla de vidrio.

IV.2.4 Medir la temperatura máxima alcanzada y anotar las observaciones.


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IV.3 Experimento 3:

IV.3.1 Colocar 20 ml de agua destilada en un vaso de precipitado y medir su

temperatura.

IV.3.2 Añadir 1 gramo de cloruro de amonio y agitar hasta disolverlo

totalmente. Medir su temperatura y anotar observaciones.


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VI.1 Escribir las ecuaciones químicas de cada una de las reacciones

producidas en los experimentos.

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VI.2 De acuerdo a la energía implicada, ¿cómo se clasifican cada reacción?

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V1.3 ¿Cómo se logra que una reacción absorba o libere energía?

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VI.4 ¿Cuáles son las aplicaciones de las reacciones endotérmicas y

exotérmicas?

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VIII. Conclusión

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Los residuos que se generaron en los experimentos 1 y 2 deberán disponerse

adecuadamente en el contenedor identificado como residuos básicos. El

residuo del experimento 2 deberá ser dispuesto en el contenedor

identificado como residuos acidos.

XI. Bibliografía


Delaware, 1991.


México 1987.


México 1978, págs. 283-284, 305-310.


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5 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 5. LEY DE ACCIÓN DE MASAS

I. Competencia

Modificar la dirección de un proceso químico aplicando la teoría

termodinámica al desplazar el equilibrio hacia la izquierda o hacia la derecha.

II. Fundamento

La ley de acción de masas establece que para una reacción reversible en equilibrio, a una temperatura fija, la relación entre el producto de las concentraciones de los productos (elevadas cada una a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico) y el producto de las concentraciones de los reactivos (elevadas cada una a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico), es una constante.

Es decir, para una reacción del tipo:

aA + bB → cC + dD, la cantidad

es un número constante denominado constante de equilibrio (Keq).


2 Matraces Erlenmeyer de 150 ml

2 Vasos de precipitados de 50 ml

2 Buretas de 50 ml

2 Varillas de vidrio

1 Espátula

20 ml de Pb(NO3)2 0.02M

40 ml de KI 0.01M

IV. Procedimiento

IV.1 Preparar 100 ml de nitrato de plomo II 0.02M.

IV.2 Utilizando la bureta, agregar 20 ml de solución de KI 0.01 M a un matraz

Erlenmeyer.


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IV.3 Titular con la solución de nitrato de plomo, hasta la aparición de un color

amarillo tenue o de cristales amarillos brillantes pequeños.

IV.4 Al obtener esta condición, cerrar la bureta y anotar el volumen de

Pb(NO3)2 consumido. La aparición del color amarillo constituye el punto final

de la titulación, en el cual el sistema ha alcanzado el equilibrio químico.

IV.5 Tomar otros 20 ml de KI en el matraz Erlenmeyer y repetir la titulación.

Anotar el volumen de Pb(NO3)2 consumido.

IV.6 Con un termómetro tomar la temperatura de la solución contenida en el

matraz Erlenmeyer y anotar como resultado.

IV.7 Calcular el promedio de volumen consumido para calcular la Keq para la

reacción.

V. Cálculos y resultados.

V.1 Establecer la ecuación química balanceada del equilibrio químico del

producto insoluble precipitado en este proceso químico.

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V.2 Completar el siguiente cuadro de información:

Datos: Titulación 1 Titulación 2 a) Volumen KI

b) Volumen Pb(NO3)2

c) [Pb2+] en sol. sat.

d) [I-] en sol. sat.

e) T de la sol. sat.

V.3 Calcular la constante de equilibrio para la reacción a la temperatura

medida.

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V.4 ¿Cuál de las reacciones predomina al alcanzar el equilibrio, la directa o la

inversa?. Deducir la respuesta a partir del valor obtenido para Keq.

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VIII. Conclusión

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Los residuos pueden ser directamente eliminados en el desagüe del

laboratorio.

XI. Bibliografía


Delaware, 1991.


México 1987.


México 1978, págs. 283-284, 305-310.


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6 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 6. PROPIEDADES MOLARES PARCIALES

I. Competencia

Determinar el volumen molar parcial de una mezcla de etanol – agua

aplicando los fundamentos de la termodinámica de soluciones.

II. Fundamento

Sea una solución constituida por moléculas A y B y en la cual los tamaños moleculares y las atracciones intermoleculares de los pares A-A, B-B y A-B son iguales; en estas condiciones se puede esperar un comportamiento lo más simple posible de la solución, esta se consideraría una solución ideal ya que existe uniformidad total de fuerzas intermoleculares que son consecuencia de un tamaño molecular y una estructura molecular semejante.

Analizando una propiedad de la solución como volumen, para una solución ideal:

Vm = VA + VB (1)

Donde:

Vm: es el volumen de la mezcla

VA: es el volumen del componente A puro

VB: es el volumen del componente B puro

Al estudiar soluciones reales, se observa desviaciones del comportamiento ideal debido a que se tiene componentes con tamaños moleculares diferentes entre moléculas del sistema no son iguales. Por ejemplo, al mezclar 50 ml de agua con 50 ml de metanol, el volumen de la solución es de 95ml.

Vm ≠ VA+ VB (2)


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Al estudiar este tipo de casos, no hay manera de determinar que parte de la concentración se debe al agua y que parte se debe al alcohol, dificultades semejantes se observan en otras propiedades termodinámicas.

Para resolver este problema y emplear un método para manejar composiciones variables, Lewis estableció las cantidades molares parciales, aplicables a cualquier propiedad termodinámica extensiva como entalpía, energía interna, energía de Gibbs o el volumen.

Existen dos métodos para determinar por vía experimental cualquiera de las propiedades molares parciales:

i) Método de la pendiente

ii) Método de la intersección de las ordenadas en el origen.

Consideramos una disolución de dos componentes, disolvente (1) y soluto (2). El volumen total de la disolución a P y T constantes será:

1,,2,,

22112

21

1nTPnTP n

Vn

n

VnnVnVV

(3)

Método de la pendiente.

Para medir el volumen molar parcial del componente 2, se preparan disoluciones con el mismo número de moles del disolvente (1) (n1= cte) pero variando el número de moles del componente (2), trabajando a presión y temperatura constantes (esto es fácil, vale con hacerlo a temperatura ambiente en el laboratorio). Se mide el volumen total de las diferentes disoluciones y se hace la siguiente tabla de los resultados experimentales.

Disolución V (ml) N2

1 V(1) N2(1)

2 V(2) N2(2)

3 V(3) N2(3)

Etc... Etc... Etc...


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Una vez obtenidos los volúmenes totales se representa V de la disolución frente al número de moles del componente 2 de la siguiente forma:

Fig. 1. Volúmenes totales medidos para una serie de disoluciones donde las mezclas tienen el mismo número de moles de disolvente pero diferente número de moles de soluto, a p y T constantes.

Según se deduce de la ecuación 3, la pendiente de la recta tangente a la curva a cualquier composición será el volumen molar parcial del componente 2, V2. Y una vez obtenido V2 será fácil conocer el volumen molar parcial del

disolvente, utilizando la ecuación:

Recordar el significado de la pendiente de la tangente a una curva: si se representa la variable del numerador de una derivada en el eje y, y la variable del denominador de la derivada en el eje x, SIEMPRE la pendiente de la tangente en un punto será la magnitud que defina esa derivada. Para este caso será:

Método de las ordenadas en el origen:

Se prepara una serie de disoluciones a diferentes fracciones molares de 1 (Xi) y 2 (X2), y se representan los volúmenes molares medidos para estas disoluciones, (V = V/n, siendo n = n1 + n2) frente a la fracción molar de uno de los componentes, X2.


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Fig. 2. Volúmenes molares medidos para una serie de disoluciones donde las mezclas tienen diferente fracción molar.


1 Picnómetro

1 Termómetro

1 Probeta 100 ml

1 Pipeta 10 ml

1 Piseta

1 Matraz bola de fondo plano

100 ml Agua dest.

100 ml de Etanol

IV. Procedimiento

IV.1 Pesar el picnómetro seco y vacío, anotar el valor.

IV.2 Llenar el picnómetro con agua, tomar el valor de la temperatura y medir

el peso del picnómetro con el agua.

IV.3 Determinar el volumen del picnómetro utilizando la densidad del agua a

la temperatura medida.

IV.4 Repetir el procedimiento de IV.2 a IV.3 para el etanol.

IV.5 Preparar 20 g de solucion de etanol en agua al 20%, 40%, 60%, 80% y

90% w/w (peso / peso).


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IV.6 Determinar la densidad de cada solución.


V.1 Elaborar una tabla de datos para la obtención de la densidad de cada

solución.

% Etanol V, H2O V, EtOH 20 40 60 80 90

V.2 Graficar 1/ vs %wEtOH y analizar el comportamiento.

1

1.1

1.2

1.3

1.4

1.5

0 20 40 60 80 100

1/

%Etanol


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V.3 Calcular el volumen molar parcial para cada solución.

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VI.1 Explicar el comportamiento del volumen molar parcial.

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VI.2 ¿Cómo se comporta el volumen final respecto a los volúmenes iniciales

utilizados de cada componente? Dar una respuesta detallada con datos

reales obtenidos en la práctica.

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Discusión de resultados

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VII. Conclusión

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VIII. Observaciones y notas

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IX. Gestión de residuos

Los residuos de las soluciones de etanol serán dispuestas en los

contenedores de residuos peligrosos etiquetados como polares inflamables.

X. Bibliografía


Delaware, 1991.


México 1987.


México 1978, págs. 283-284, 305-310.


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UNIDAD 3. EQUILIBRIO DE FASES

COMPETENCIA

Utilizar los diagramas de fase para mostrar el equilibrio de

fases en sistemas multicomponentes mediante la regla de fases de

Gibbs trabajando con responsabilidad.

PRÁCTICAS

7. LEY DE HENRY.

8. EQUILIBRIO LÍQUIDO – VAPOR.

9. EQUILIBRIO DE TRES COMPONENTES.


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7 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 7. LEY DE HENRY

I. Competencia

Comprender el fenómeno de disolución de un gas en un líquido y la

aplicación del concepto de presión parcial y la ley de Henry.

II. Fundamento

"La cantidad de gas disuelta en un liquido a una determinada temperatura es directamente proporcional a la presión parcial que ejerce ese gas sobre el liquido."

Los líquidos pueden llevar gases disueltos en su seno, es decir que esta unión es tan íntima que a simple vista no distinguimos la forma gaseosa de la forma líquida.

Así la cantidad de gas que puede albergar un líquido dependerá de la temperatura, de la presión a la que está sometido el sistema líquido-gas, de la naturaleza del gas para ser absorbido (solubilidad) y la capacidad del gas para absorber gases.

Cuanto mayor sea la presión parcial de un gas sobre un líquido mayor cantidad de gas absorberá el líquido. A menor temperatura la capacidad del gas para absorber gases aumenta, por el contrario con el aumento de temperatura el líquido disminuirá su capacidad para absorber gases. Esto es lo que pasa cuando hervimos agua y comprobamos que saben burbujas, que no es otra cosa que el gas que lleva disuelto y que el aumento de temperatura le obliga a liberarlo. También la naturaleza de los líquidos es un factor importante, ya que unos son capaces de absorber más gas que otros. Por ejemplo: el nitrógeno es cinco veces más soluble en la grasa que en el agua.

Así según en que estado esté el proceso de absorción de gases se pueden establecer los siguientes estados en los líquidos (o tejidos):


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Insaturado: Cuando el líquido es capaz de absorber más gas. La presión parcial que el gas ejerce sobre el líquido es mayor que la tensión (presión del gas disuelto en el líquido) de ese gas.

Saturado: Existe un equilibrio y la cantidad de gas que absorbe el líquido es la misma que elimina. La presión parcial del gas es igual a la tensión.

Sobresaturado: La cantidad de gas contenida en el líquido es superior a la que puede absorber y por lo tanto libera el exceso de gas. La presión parcial del gas es menor que la tensión del mismo.

Apenas podemos imaginar la complejidad para estos cálculos cuando utilizamos mezclas de gases inertes en una inmersión, ya que en determinados momentos podemos estar saturados de un gas e insaturado del otro gas.

La presión influye muy poco en la solubilidad de un líquido o de un sólido. Sin embargo, la solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión que ejerce el gas en la solución, por lo que la Ley de Henry establece que:

donde C es la concentración molar (en mol/L), P es la presión del gas (en atm) y H es la constante de Henry (el valor de H depende de la naturaleza del gas y del líquido).


1 Baño maría

1 Cámara de presión

1 Termómetro

1 L de refresco (botella cerrada)

IV. Procedimiento

IV.1 Colocar cuidadosamente medio litro de refresco en la cámara de presión,

no permitir flujo turbulento ya que se podría liberar mucho gas. Cerrar la

cámara y asegurarse que no queden escapes.


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IV.2 Medir la presión inicial en el manómetro, agitar por dos segundo y medir

nuevamente la presión; dejar salir el gas hasta el equilibrio con la atmósfera y

agitar nuevamente; registrar las lecturas del manómetro hasta que no pueda

ver un cambio en la presión.

IV.3 Repetir el experimento a una temperatura superior, utilizando el baño

maría, colocando la cámara en él y regulando a una temperatura de estudio.


V.1 Elaborar una tabla de datos para cada temperatura.

V.2 Establecer la hipótesis y los resultados teóricos esperados para este

proceso.

V.3 Construir la gráfica de presión – fracción molar para cada temperatura de

trabajo.

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VI.1 Explicar los cambios de presión observados.

VI.2 Explicar detalladamente los fenómenos observados cuando se cambia la

presión en el sistema.

VI.3 Calcular las fracciones molares para cada presión parcial de CO2 leída en

el manómetro.

VI.4 Calcular la constante de Henry para el CO2 en el refresco a T1 y T2.

VI.5 Analizar los resultados para cada temperatura y compararlos con el valor

real tabulado para el CO2.

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VIII. Conclusión

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Los residuos de refresco pueden ser directamente eliminados en el

desagüe del laboratorio.

XI. Bibliografía


Delaware, 1991.


México 1987.


México 1978, págs. 283-284, 305-310.


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8 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 8. EQUILIBRIO LÍQUIDO – VAPOR

I. Competencia

Poder construir el diagrama de fases Temperatura - Composición de un

sistema de líquidos volátiles cuyo comportamiento es casi ideal.

II. Fundamento

Una fase de acuerdo a la definición clásica, se define como materia uniforme en todas sus partes, tanto en composición química como física, ejemplos de ésta son: agua líquida, hielo, vapor de agua, solución de sacarosa en agua, la mezcla de gases en una muestra de aire etc.

Dos o más fases se presentan cuando hay una superficie macroscópica de separación entre las fases homogéneas, ejemplos son: un sistema formado por tres fases (hielo-agua-aire), sistemas formados por dos fases (líquidos inmiscibles) y mezclas de sólidos o formas cristalinas diferentes del mismo sólido. El número de fases identificables depende de cómo se observe la muestra, por ejemplo, una solución de DNA es homogénea a simple vista, y a nivel microscópico se observa no homogénea.

Existen diferentes tipos de equilibrios entre fases: sólido–líquido (S-L), líquido-líquido (L-L), líquido-vapor (L-V), etc., y también, pueden existir equilibrios de un solo componente, de dos componentes llamado binario y de tres componentes denominado ternario.

El estado de una muestra de materia se define por dos tipos de variables: intensivas y extensivas. Las variables intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia presente como la temperatura, presión y concentración; y las variables extensivas son aquellas que si presentan dependencia de la cantidad de materia presente como por ejemplo la masa y volumen.


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En un sistema de una o más fases, generalmente se requiere conocer al menos una variable extensiva por fase, para determinar la masa de cada una de ellas, y el resto de las propiedades del sistema se pueden determinar a partir de propiedades intensivas necesarias para describir un sistema:

f = c - p + 2 (Ec. 1)

donde f son los grados de libertad del sistema, y se define como el número mínimo de variables intensivas necesarias para describir un sistema, c es el número de componentes químicos y p es el número de fases del sistema.

El estado en equilibrio de una sustancia pura puede representarse en forma gráfica como se muestra en la Figura 1, y se le conoce como diagrama de fases.

Figura 1. Diagrama de fases del agua.

El diagrama de fase del agua (Fig. 1) muestra cómo puede existir simultáneamente las fases sólida, líquida y vapor, en equilibrio. A lo largo de la línea de sublimación están en equilibrio las fases sólida y vapor; a lo largo de la línea de fusión lo están las fases sólida y líquida; y a lo largo de la línea


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de vaporización lo están las fases líquida y vapor. El único punto en el cual pueden estar las tres fases en equilibrio, es el punto triple.

II.1 Equilibrio líquido-vapor en mezclas azeotrópicas

El equilibrio liquido-vapor de sistemas ideales se puede describir de acuerdo a las leyes de Raoult y Dalton. La Ley de Raoult determina que:

PA = XAP°A (Ec. 2)

PB = XBP°B (Ec. 3)

donde PA y PB son las presiones parciales en la solución de los componentes A y B; P°A y P°B son las presiones de vapor de las sustancias puras, XA y XB son las fracciones mol. De acuerdo a la Ley de Dalton la presión total del sistema queda definida como:

PT = PA + PB (Ec. 4)

En una mezcla homogénea de dos líquidos volátiles A y B, de acuerdo a la ley de Raoult se pueden presentar dos casos:

a. Si las fuerzas intermoleculares entre las moléculas A y B son más débiles que las que existen entre las moléculas de A y entre las de B, se dice que existe una mayor tendencia para considerarse una mezcla real que en el caso de una solución ideal. En consecuencia, la presión de vapor de la solución es mayor que la predicha por la ley de Raoult para la misma concentración. Esta conducta da origen a la desviación positiva. El mezclado es un proceso endotérmico.

b. Si las moléculas A y B se atraen con mayor fuerza que entre las del mismo tipo, la presión de vapor de la solución es menor que la suma de las presiones parciales, según la ley de Raoult. Dicha conducta se le conoce como desviación negativa. El mezclado es un proceso exotérmico.

El comportamiento de cada uno de los casos descritos se puede apreciar en la Figura 2.


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Figura 2. Diagrama de presión de vapor y punto de ebullición para sistemas que muestran: (a) Idealidad, (b) desviación positiva y (c) desviación negativa

según la ley de Raoult.

Los diagramas de fases líquido-vapor, y en particular los de punto de ebullición, son de importancia para la destilación, la cual generalmente tiene como objetivo la separación parcial o completa de una solución líquida en sus componentes.

Una destilación simple, "un plato" de un sistema binario, no tiene máximo o mínimo en su curva de punto de ebullición, como se observa en la Figura 3. La fracción mol de B en la solución inicial se representa por xB1. Cuando ebulle y una pequeña porción del vapor se condensa, se obtiene una gota de destilado con una fracción mol yB1.

Ya que éste es más rico en A que el residuo del matraz, el residuo es ligeramente más rico en B y se presenta por xB2. La siguiente gota de destilado yB2 es más rica en B que la primera. Si la destilación se continúa hasta que el residuo no ebulla más, la última gota del condensado será B puro.


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Para obtener una separación completa de la solución en A y B puros por destilaciones de esta clase es necesario separar el destilado cambiando el frasco receptor durante la destilación y posteriormente volver a destilar las fracciones separadas y repetir en varias ocasiones.

El mismo resultado se puede obtener en una sola destilación con el uso de una columna de fraccionamiento que contenga un gran número de "platos". Si hay un máximo en la curva de punto de ebullición (Figura 2c) la composición de vapor y residuo no están cerca de A o B puros, sino a la composición correspondiente al máximo. Una mezcla con esta composición destilará sin cambio en composición y se conoce, como "mezcla de ebullición constante" o "azeótropo". Estos términos se aplican a una mezcla con punto de ebullición mínimo.

En ocasiones son útiles (como el HCl - H2O de punto de ebullición constante usado como estándar analítico), y en otros casos un problema (como el azeótropo de 95% etanol y 5% de agua, que no permite la obtención de etanol absoluto por destilación directa de soluciones acuosas de etanol).

Figura 3. Variación de la composición de líquido y vapor durante la destilación.


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Las densidades y puntos de ebullición a temperatura normal del hexano y del cloruro de carbono se muestran en el Cuadro 1:

Cuadro 1. Propiedades físicas teóricas del ciclohexano y tetracloruro de

carbono.

@ 25°C, g/ml

Índice de refracción

Punto de ebullición, °C

C6H12 CCl4

0.779 1.595

1.447 1.466

81.0 76.7


5 Tubos de ensayo

1 Termómetro

2 Matraces bola de fondo redondo

1 Condensador

1 Pinzas para refrigerante

1 Pinzas para matraz bola

1 Anillo metálico

3 Goteros (o pipetas pasteur)

1 Perilla

1 Picnómetro

2 Probetas de 50 ml

Mangueras (para el refrigerante)

1 Refractómetro

2 Tapones monohoradados

4 Vasos de precipitados 150 ml

1 Gradilla

Algodón

Papel secante

80 ml de hexano

80 ml de cloruro de carbono

IV. Procedimiento

IV.1 Establecer las condiciones de operación: P:______mmHg, T:_______°C

IV.2 Determinar el punto de ebullición, la densidad y el índice de refracción

de las especies puras:


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Cuadro 2. Propiedades físicas experimentales del ciclohexano y tetracloruro

de carbono puros.

@ 25°C, g/ml


Punto de ebullición, °C

C6H12

CCl4

IV.3 Construcción del diagrama de fases

IV.3.1 Preparar las soluciones como se indica en el cuadro 3, determinar su

densidad e índice de refracción, y calcular la molalidad del ciclohexano y del

tetracloruro de carbono.

Cuadro 3. Propiedades físicas de mezclas de ciclohexano / tetracloruro de

carbono.

Muestra No.

Cantidad C6H12

Cantidad CCl4


Densidad m C6H12 m CCl4

1 25.0 0.0

2 20.0 5.0

3 15.0 10.0

4 10.0 15.0

5 5.0 20.0

6 0.0 25.0


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IV.3.2 Colocar cada muestra en el matraz bola, como se indica en la Figura 4 y

montar el equipo de destilación.

Figura 4. Destilación simple.

IV.3.3 Comenzar el calentamiento de la muestra. Graduar el calentamiento

para lograr obtener una gota de destilado por segundo, aproximadamente.

Tomar una muestra del condensado cada grado Celsius, a partir de la

ebullición de la muestra hasta que la temperatura alcance el equilibrio.

Determinar el índice de refracción del destilado de cada fracción.

IV.3.4 Tomar una muestra del residuo contenido en el matraz.


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V. Cálculos y/o cuestiones.

V.1 Determinar la composición del destilado y del residuo.

V.2 Graficar la composiciones molares en función del índice de refracción, y calcular el coeficiente de correlación para saber si la respuesta es una línea recta.

V.3 Si las variables resultan comportarse como línea recta, determinar la

ecuación que representa su comportamiento.

V.4 Interpolar en esta recta los índices de refracción obtenidos para los

destilados tomados de cada muestra y determinar la composición del vapor.

V.5 Tabular la temperatura a la que se recogió la muestra con la composición en tetracloruro de carbono y ciclohexano

V.6 Construir el diagrama de fases líquido vapor para la mezcla tetracloruro ciclohexano.

VI. Resultados y gráficos.

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Cuadro 4. Índice de refracción de fracciones de destilado y residuos.

T, °C Índice de refracción

Fracción Índice de refracción

Fracción Índice de refracción

1 3 5

2 4 6


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Figura 4. Gráfica de las composiciones molares respecto al índice de

refracción.

Figura 5. Diagrama de fases de la mezcla Ciclohexano / tetracloruro de

carbono.

0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

0 1 2 3 4 5 6

Tem

pe

ratu

ra, °

C

Tem

pe

ratu

ra, °

C

Composición, X


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VII. Análisis de resultados

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VIII. Discusión de resultados

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IX. Conclusión

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X. Observaciones y notas

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XI. Gestión de residuos

Las mezclas de ciclohexano y tetracloruro de carbono se dispondrán en el

contenedor de residuos peligrosos clasificado como residuos inflamables

polares y solventes orgánicos.

XII. Bibliografía

Atkins, P., “Physical Chemistry”, 8va ed, Ed. Oxford University Press, Oxford

New York, 2006, pág. 136 – 165.

Atkins, P., "Fisicoquímica", 2da ed., Ed. Addison Wesley Iberoamericano,

México 1978, págs. 194, 201-202, 210-212


México 1978, págs. 283-284, 305-310.


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9 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 9. EQUILIBRIO DE TRES COMPONENTES

I. Competencia

Poder elaborar el diagrama de equilibrio de fases para el sistema de tres

líquidos formado por cloroformo – ácido acético – agua, aplicando el

triángulo de Gibbs – Roozeboom.

II. Fundamento

En los sistemas heterogéneos es posible observar cambios de fase, de estado de agregación, disolución de sustancias sólidas, redistribución del (los) componente(s) entre dos disolventes, etc. Cada sustancia que pueda ser separada del sistema y existir fuera del mismo se llama sustancia componente del sistema.

La distribución del componente soluto en dos disolventes no miscibles depende de la actividad del soluto en cada uno de los disolventes, la proporción de las actividades es constante a una determinada temperatura y se le denomina Coeficiente de reparto o coeficiente de distribución, que es la Ley de reparto de Nernst:

donde: aA es la actividad del soluto en el disolvente A, aB es la actividad del soluto en el disolvente B, K es un valor constante.

La Ley de reparto de Nernst, tiene una amplia utilidad en los sistemas que se forman para suministrar, extraer o purificar medicamentos.

La cantidad de cada una de las sustancias componentes que integran el sistema, en el que no existen reacciones químicas, no depende de las cantidades de las demás sustancias, en este caso para conocer la


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composición del sistema se determinan las concentraciones de todos los componentes. Si en el sistema ocurren reacciones químicas, entonces las cantidades de las sustancias componentes integrantes del sistema en equilibrio dependen una de la otra, y la composición de las fases del sistema en equilibrio se puede determinar conociendo las concentraciones de una parte de las sustancias componentes.

Las propiedades del sistema se determinan no por las sustancias elegidas en calidad de componentes, sino por su número, es decir, el número de componentes, el cual puede coincidir con el número de sustancias integrantes, o puede ser menor que el mismo, pero en este último caso, el número de componentes también es una magnitud completamente determinada que depende de las propiedades del sistema.

Para un sistema ternario la regla de las fases indica que los grados de libertad (L) están dados por L = 5 - F. Por lo tanto, si hay una sola fase (F), L = 4 y para una representación geométrica completa será necesario utilizar un diagrama espacial tetradimensional. Si la presión permanece constante se puede emplear una representación tridimensional y si la temperatura y la presión permanecen constantes, L = 3 - F el sistema se puede representar en dos dimensiones. El sistema puede denominarse de acuerdo al número de fases (F) y de grados de libertas (L) como: invariable (F = 3, L = 0), univariable (F = 2, L = 1) y bivariable (F = 1, L = 2).

Para representar el comportamiento de los sistemas con tres componentes sobre un diagrama bidimensional es necesario considerar que tanto la presión como la temperatura permanecen constantes. En este caso es posible representar las fases del sistema en función de la composición.

Las cantidades de los tres componentes, de ordinario referidas en cantidades porcentuales, se representan en una gráfica triangular (Fig. 1). Los vértices del triángulo ABC corresponden a los componentes puros. El lado del triángulo opuesto al vértice indica la ausencia del componente. Este método es denominado de Gibbs-Roozeboom.


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Figura 1. Diagrama de fases para un sistema de tres componentes.

De las muchas clases posibles de sistemas ternarios, se consideran solamente los formados por tres líquidos y por un líquido y dos sólidos por ser de mayor interés práctico.

A continuación se considera el sistema formado por tres líquidos (ácido acético-acetato de vinilo-agua). Cuando dos de los componentes son miscibles entre sí y el otro sólo parcialmente, se obtiene una gráfica como la mostrada en la figura 2.

Figura 2. Diagrama de fases para el sistema ternario acetato de vinilo-ácido acético-agua.

Cuando se añade agua al acetato de vinilo (línea BC), el agua se disuelve en seguida, formando una disolución homogénea. Sin embargo al añadir más agua se alcanza el punto de saturación de composición x en el cual coexisten


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dos fases líquidas: acetato de vinilo saturado con agua y, en menor proporción, agua saturada con acetato de vinilo de composición z.

Al agregar más agua la proporción de la fase z aumenta y la fase x disminuye, manteniéndose constante la composición relativa de cada fase. Cuando el porcentaje de agua excede el correspondiente al punto z, solo existe una fase líquida: una disolución no saturada de acetato de vinilo en agua. En todas las composiciones comprendidas entre x y z coexisten dos fases líquidas con las composiciones de x y de z.

Si se añade ácido acético, el cual es miscible con el acetato de vinilo y con el agua en todas las proporciones, éste se distribuye entre las dos zonas formando dos disoluciones ternarias de acetato de vinilo- ácido acético-agua en equilibrio.

Suponiendo que la composición de la mezcla se encuentre en la región situada debajo de la curva xyz, por ejemplo si la composición está localizada en la línea ab, las dos fases que están en equilibrio quedan representadas por los puntos a y b.

Se muestran también otras líneas de unión correspondientes a otras composiciones: por lo general estas líneas no son paralelas entre sí ni a los lados del triángulo. Las composiciones de las dos fases que están en equilibrio correspondientes a la intersección de la línea de unión de las curvas xy y zy tienen que determinarse experimentalmente.

Al añadir más ácido, la composición de las dos fases se asemeja más y la línea de unión se acorta. Finalmente cuando la composición de las dos disoluciones se iguala la línea de unión se convierte en el punto y. Este punto es un punto crítico puesto que la adición posterior de ácido acético ocasionará la formación de una sola fase homogénea.

Cualquier punto situado debajo de la curva xyz representa una mezcla ternaria que se separará en dos fases líquidas; cualquier punto sobre la curva xyz representa una sola fase líquida homogénea.

Si existen dos fases líquidas, como el área debajo de la línea xyz, existe un grado de libertad, por lo que únicamente es necesario especificar el porcentaje de un componente en una fase para describir completamente el sistema. Los porcentajes de los otros componentes en esta fase pueden


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obtenerse por medio de la intersección de este porcentaje con la línea xyz; y la composición de la otra fase se obtiene a partir de la intersección del otro extremo de la línea de unión con la línea xyz. Por ejemplo si una fase del sistema de dos fases contiene 5% de agua, la composición de esta fase está dada por el punto a y la otra por el punto b.


3 Buretas de 25 ml

1 Gradilla

2 Pinzas para bureta

1 Anillo metálico

1 Baño maría

14 tubos de ensayo de 30 ml con tapón

2 Soportes universales

2 Embudos de separación

2 Probetas de 50 ml

1 Picnómetro

38 ml CHCl3

300 ml Agua dest.

Fenolftaleína al 1%

60 ml CH2COOH glacial

100 ml NaOH 0.1 M

IV. Procedimiento

IV.1 Isotermas de equilibrio de fases en un sistema de tres componentes

IV.1.1 Preparar mezclas de ácido acético – cloroformo, como se indica en el

Cuadro 1, en tubos de ensayo de 30 ml. Medir el volumen de cada sustancia

con ayuda de una bureta.


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Cuadro 1. Soluciones de cloroformo – ácido acético – agua para los

experimentos de equilibrio liquido – vapor.

Ácido acético (ml)

Cloroformo (ml)

Agua (ml)

9.4 0.6

9.0 1.0

8.25 1.75

6.75 3.25

5.25 4.75

3.5 6.5

2 8

IV.1.2 Las mezclas anteriores deberán prepararse a temperatura ambiente.

IV.1.3 A cada tubo se le agregará agua destilada mediante el uso de una

bureta, gota a gota hasta la aparición de turbidez. Después de cada gota

adicionada deberá agitarse la mezcla y observarse la apariencia. El gasto de

agua obtenido deberá anotarse en el Cuadro 1.

IV.1. 4 Llevar un registro adecuado de los experimentos, con estos datos se

construirá la isoterma correspondiente.

IV.2 Determinación de las líneas de unión.

IV.2.1 Para determinar las líneas de unión, colocar en dos embudos de

separación marcados con A y B las mezclas indicadas en el Cuadro 2.

Cuadro 2. Cantidades a utilizar en la determinación de las líneas de unión del

equilibrio cloroformo-ácido acético-agua.

Embudo A Embudo B

Agua (ml) 10 7

Ácido acético (ml) 3.5 7.5

Cloroformo (ml) 6.5 5.5


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IV.2.2 Agitar ambas mezclas durante 30 min de manera continua liberando

ocasionalmente el exceso de presión interna, después de este tiempo dejar

reposar durante 15 min.

IV.2.3 Separar la fase etérea de la fase acuosa, medir el volumen total y la

densidad de cada fase (empleando los matraces volumétricos de 5 mL y pesar

de acuerdo al procedimiento de la práctica 1). Valorar el contenido de ácido

acético en cada fase de acuerdo con el siguiente punto.

IV.2.4 Tomar con una pipeta 0.1 ml de cada fase y colocarla en un matraz

Erlenmeyer, adicionar 50 ml de agua destilada y titular con NaOH 0.1N

valorado previamente, empleando fenolftaleína como indicador.

IV.2.5 El punto anterior hacerlo por duplicado tanto para la fase orgánica

como para la acuosa.

Cuadro 3.

Fase

Volumen

total de la

fase (ml)

Masa de

fases (g)

Densidad

de la fase

(g/ml)

Volumen de

alícuota

(ml)

Gasto de

NaOH (ml)

Fase orgánica A

Fase acuosa A

Fase orgánica B

Fase acuosa B

*Tomar en cuenta que el volumen de la fase es diferente al volumen utilizado

para determinar la densidad (5 ml)

Normalidad del NaOH = __________________


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IV.3 Isotermas de equilibrio de fases en sistemas de tres componentes.

IV.3.1 Construir dos gráficas triangulares para sistemas de tres componentes

(Gibbs – Roozeboom), una para el sistema cloroformo-ácido acético-agua a

temperatura ambiente.

IV.3.2 Determinar el porcentaje de cada uno de los componentes para cada

mezcla en el equilibrio, Por ejemplo: Si se tienen 18.8 ml de ácido acético que

corresponden a 19.73 g, 1.2 ml de cloroformo, que equivalen a 1.74 g y se

obtuvo un gasto de 1.5 ml de agua destilada que equivalen a 1.50 g, la suma

de 22.96 g corresponderá al 100%.

IV.3.3 Ubicar cada uno de estos puntos en las gráficas correspondientes para

cada sistema y cada temperatura, y unir los puntos de tal manera que se

aprecie la curva de equilibrio como la que se ilustra en la figura 2.

IV.4 Determinación de las líneas de unión.

IV.4.1 Con los resultados de la titulación con NaOH determinar la cantidad

total de ácido acético en cada una de las fases.

IV.4.2 Con las densidades y el volumen medido de cada una de las fases,

determinar el porcentaje de ácido acético presente en cada fase.

IV.4.3 Como cada sistema heterogéneo (recordar que son dos experiencias

similares) se encuentra en equilibrio, marcar las cuatro concentraciones

porcentuales de ácido acético obtenidas, en el cruce con la curva de

equilibrio de fases a temperatura ambiente que se construyó con los datos

del experimento anterior (gráfica del sistema ácido acético-cloroformo-agua).

Marcar así mismo, las concentraciones porcentuales de ácido acético,

cloroformo y agua agregados inicialmente para cada uno de los dos

experimentos.

IV.4.3 Los puntos localizados en el inciso anterior deben definir dos líneas

rectas que reciben el nombre de líneas de unión. Trazarlas sobre la gráfica.


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Nota: Todos los porcentajes deben tomarse masa a masa (m/m), nunca

volumen a volumen (v/v), tampoco masa a volumen (m/v) o viceversa.


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VI.1 ¿Qué diferencia se observaría en las gráficas si se modifica la

temperatura del experimento? y ¿Cómo puede interpretarse este fenómeno?

VI.2 Entre las gráficas a la misma temperatura pero diferentes sistemas, ¿qué

similitudes y qué diferencias pueden existir?

VI.3 ¿Qué pasa con un sistema que tenga una composición ubicada por

encima de la isoterma, o bien por debajo de la misma? ¿Qué sucede cuando

la composición del sistema se encuentra ubicada en la línea que define la

isoterma de equilibrio?


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VI.4 En el caso de las líneas de unión, ¿los puntos encontrados fueron

colineales?, si no fuese el caso ¿a qué se pueden atribuir además de los

consabidos errores experimentales y aleatorios?.

VI.5 Conceptualmente, ¿cómo pueden interpretarse las líneas de unión?

Sustente sus conclusiones haciendo uso de las referencias bibliográficas

pertinentes.

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VIII. Conclusión

VIII.1 ¿Qué utilidad práctica en el área farmacéutica se puede dar a las

isotermas de equilibrio de fases de tres componentes y a las líneas de unión?

VIII.2 Describir al menos tres ejemplos de sistemas de tres componentes que

se emplean en el área farmacéutica.

VIII.3 ¿Qué sugiere para obtener datos más confiables y precisos sobre la

misma base experimental?

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Las mezclas de cloroformo y ácido acético se dispondrán en el contenedor de

residuos peligrosos clasificado como polares.

XI. Bibliografía

G. R. Barrow, “Química Física”, Ed. Reverté, Barcelona. 1964.


Delaware, 1991.

Daniels, et al, “Curso de Fisicoquímica Experimental”. Ed. Mc Graw-Hill,

Colombia 1972.

Pradeau, et. al. “Análisis Químicos farmacéuticos de medicamentos”, Ed. IPN-

Noriega-UTEHA, 1998.

Sanz Pedrero P. “Fisicoquímica para farmacia y biología”. Ediciones Científicas

y Técnicas, S.A. España 1992.

Morris, J.G., “Fisicoquímica para Biólogos (Conceptos Básicos)”, Editorial

Reverté S.A., 1993.


México, 1987


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UNIDAD 4. LA TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

COMPETENCIA

Aplicar la termodinámica química en la predicción tanto de la

composición de una mezcla de reacción en el equilibrio como de la

modificación de la composición variando las condiciones

conservando una actitud de aprendizaje y mejora.

PRÁCTICAS

10. COEFICIENTE DE ACTIVIDAD.

11. EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE.

12. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO.


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10 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 10. COEFICIENTE DE ACTIVIDAD

I. Competencia

Determinar el coeficiente de actividad del ácido acético y obtener de

forma gráfica, la constante de equilibrio termodinámico de este electrolito

débil.

II. Fundamento

El equilibrio de la disociación del electrolito débil ácido acético se puede

escribir así:

CH3COOH H+ + CH3COO-

La constante de equilibrio práctica es:

.3

3

COOHCH

COOCHHka

donde -y son los coeficientes de actividad de los iones y es el acido

no disociado.

En una disolución diluida, el acido no disociado se comportará

idealmente ( → 1), pero -y pueden ser distintos a la unidad debido a

las interacciones electrostáticas entre los compuestos. Entonces por la

ecuación de Debye – Huckel, podemos obtener la siguiente ecuación:

(1) log2ºloglog3

3

k

COOHCH

COOCHH

También se puede expresar de la siguiente manera.


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(2) log2ºlog

1log

2

k

c

Donde c es la concertación y α es el grado de disociación, que puede

determinarse a partir de las mediciones de la conductividad, por medio de la

siguiente expresión:

Donde es la conductividad molar hallada de manera experimental

para una concentración de ácido acético conocida y es la conductividad

molar a dilución infinita. Para el caso del ácido acético, tenemos que esta

constante es igual a

Entonces la fuerza iónica viene dada por:

(3) .c 1c 12

1 22 cI

Ahora para el acido acético, la ley limitante de Debye – Huckel es

aplicable la siguiente ecuación:

(4) -Z0.51z- log3

moldm

I

Entonces la ecuación (2) se puede convertir en la siguiente ecuación:

(5) 018.1ºlog

1log

2

ck

c

De la cual es posible determinar la constante termodinámica de

equilibrio para el ácido acético.


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2 Matraces volumétricos de 250 ml

4 Matraces volumétricos de 100 ml

6 Matraces Erlenmeyer 250 ml

2 Varillas de vidrio

2 Espátulas

2 Perillas

1 Pipeta graduada de 50 ml



Conductímetro

Balanza analítica

250 ml NaOH 0.2M

Fenolftaleína 1%

11 gr Biftalato de potasio

50 ml CH2COOH 1M

IV. Procedimiento

IV.1 Preparación de las soluciones

IV.1.1 Preparar 50 ml de ácido acético 1M y diluir hasta obtener 100 ml de

soluciones de 0.2M, 0.1M, 0.05M y 0.025M.

IV.1.2 Preparar 250 ml de NaOH 0.2M y estandarizar con biftalato de potasio

(por duplicado). Estandarizar las soluciones de ácido acético preparadas en el

punto IV.1.2.

IV.2 Medición de la conductancia

IV.2.1 Introducir el conductímetro en la solución que se desea medir. Retirar

el conductímetro. Lavarlo con abundante agua destilada hasta obtener una

lectura de 2 µS o inferior. Repetir para cada solución.


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V.1 Tabular los valores de las concentraciones reales de las soluciones

preparadas.

V.2 Tabular la conductividad de las soluciones preparadas.

V.3 Obtener la conductividad molar de las soluciones de ácido acético.

V.4 Calcular , K y (c )½ para cada concentración de ácido acético.

V.5 Mediante el uso grafico, determinar la constante experimental de

equilibrio termodinámico.

V.6 Investigar la constante teórica de equilibrio termodinámico para el ácido

acético y obtener el porcentaje de error experimenta.

V.7 Determinar los coeficientes de actividad de cada solución de ácido

acético mediante la ley de Debye – Huckel.

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VIII. Conclusión

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Depositar los residuos de las soluciones de ácido acético en el contenedor

identificado como soluciones corrosivas ácidas. No verter ninguna solución

en el desagüe del laboratorio.

XI. Bibliografía

LEVINE. I, Físico Química, cuarta edición, volumen 1, editorial Mc Graw Hill,

1996

SHOEMAKER, D.P., GARLAND C.W. y J.W. NIBLER. Experiments in Physical

Chemistry. Sexta edición. New York: Addison-Wesley, 1996.

LAIDLER, Keith James. Físico-química. México, D.F.: Compañía Editorial

Continental, 1997.

CRC Handbook of chemistry and physics, 7th edition. 2007


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11 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 11. EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE

I. Competencia

Se pretende seguir el curso de diversas reacciones ácido-base, haciendo

uso de dos sistemas indicadores de la concentración de [H3O+], uno físico-

químico de carácter instrumental, y otro basado en una reacción coloreada.

Los valores experimentales de [H3O+] que proporcionan los sistemas

indicadores mencionados, se relacionarán con los valores teóricos que se

obtengan mediante cálculos matemáticos.

II. Fundamento

Las reacciones ácido-base tienen una gran importancia en Fisicoquímica.

Según Brönsted un ácido es la sustancia capaz de ceder uno o más protones,

mientras que una base es la sustancia capaz de aceptarlo. Debiendo

considerarse cualquier reacción ácido-base el equilibrio entre el ácido y la

base conjugada de un determinado par ácido-base. Los ejemplos son muy

numerosos y pueden citarse sustancias ácido o base muy conocidos como el

HCl, el HNO3, el NH3 o el NaOH.

El equilibrio entre un ácido y su base conjugada puede esquematizarse

mediante la reacción:

HA H+ + A- [1]

ácido base

conjugada

Una cuestión muy importante en cualquier equilibrio ácido-base es el

disolvente en el que se produce la reacción. El disolvente característico en el

95% de las reacciones de interés se desarrolla en agua, y por tanto, será el

que consideremos en todos nuestros equilibrios.


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El agua es una sustancia que posee propiedades ácido-base en virtud del

siguiente equilibrio, denominado reacción de autoprotólisis:

H2O + H2O H3O+ + OH- [2]

Cuya constante es el producto iónico de agua: Kw = [H3O+] [OH-]. Asimismo puede deducirse

que en cualquier sistema ácido-base conjugado Ka Kb = Kw

Debido a su carácter ácido-base es conveniente disponer de una magnitud que nos mida la

proporción relativa de iones [H+] y [OH-] en el agua, ese parámetro es el pH, que se define como el

logaritmo cambiado de signo de la concentración molar de iones hidrógeno en el agua:

pH = -log [H+] [3]

Para concentraciones elevadas de [H+] el pH adquiere un valor pequeño, y se dice que la

disolución es ácida (pH comprendido entre 0 y 6, aproximadamente). Para concentraciones

reducidas de [H+], el pH adquiere valores elevados y se dice que la disolución es básica o alcalina (pH

comprendido entre 8 y 14, aproximadamente). Para valores intermedios de [H+], se dice que la

disolución es neutra (pH comprendido entre 6 y 8), en rigor una disolución es completamente neutra

para pH= 7.

Esta relación de los valores de pH con la acidez relativa de las disoluciones configura la escala

de pH, cuyos límites están determinados por el producto iónico del agua.

La fuerza de los ácidos y bases se mide mediante su correspondiente constante de

protólisis:

HCl → H+ + Cl- (ácido clorhídrico)

HAc H+ + Ac- (ácido acético)

Ka

NaOH → Na+ + OH- (hidróxido sódico)

NH3 +H2O NH4+ + OH- (hidróxido amónico)

Kb

En las que Ka y Kb, representan las constantes de ácidez o basícidad de las reacciones

consideradas. En el caso de ácido o base fuerte, como el HCl o NaOH, los valores de Ka y Kb

adquieren valores muy elevados, indicando que el equilibrio está completamente desplazado

hacia la derecha. Sin embargo, cuando se trata de ácidos y bases débiles, como el acético o el

amoniaco, sus correspondientes constantes poseen valores reducidos y el equilibrio está poco

desplazado hacia la derecha.


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Al añadir una base sobre un ácido, o viceversa, se van consumiendo los

protones presentes en la disolución acuosa hasta la neutralización de dicho

ácido.


1 Potenciómetro

1 vaso de precipitados de 150 ml

1 bureta de 50 ml

1 agitador magnético

1 pipeta de 25 ml

1 mosca de agitación

25 ml HCl 0.1M

75 ml NaOH 0.1M

25 ml CH2COOH 0.1M

Fenolftaleína

IV. Procedimiento

IV.1 Equilibrio de un ácido fuerte

IV.1.1 Parte experimental

En un vaso de precipitado de 100 ml se añaden 25.0 ml de una disolución acuosa de HCl

0.1M, el vaso se coloca sobre la placa agitadora y se introduce el electrodo del medidor de pH. Se

añaden unas gotas de disolución del indicador fenolftaleína y a continuación se añade gota a gota

desde una bureta una disolución de NaOH 0,1 M.

Anotar (deteniendo el goteo de la bureta) los valores que mide el pH-metro después de

añadir 0,5 ml de NaOH. Si se observa que el pH se modifica muy rápidamente, la adición de NaOH

se realizará más lentamente.

De manera simultánea, y al realizar la medida del pH se observará y anotará el color de la

disolución que se estudia.

Cuando se supere el pH de neutralidad la fenolftaleína, que hasta el momento permanece

incolora virará a rojizo.

Continuar la adición de NaOH hasta que el pH adquiera valor 12, aproximadamente.

IV.1.2 Cálculos e interpretación de los resultados

Representar los valores gráficamente de pH obtenidos para cada adición de NaOH.


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Calcular teóricamente, en función de los antecedentes descritos, el valor de pH en la

disolución estudiada, después de cada adición de NaOH. Debe tomarse en cuenta que al

neutralizar todo el HCl tenemos una disolución de NaCl y el pH corresponde al de le neutralidad.

Comprobar la coincidencia o discrepancia entre el volumen de NaOH, necesario para

alcanzar la neutralidad en la medida instrumental, y mediante el indicador coloreado

(fenolftaleína). Interpretar los resultados y justificarlos.

IV.2 Equilibrio de un ácido débil

IV.2.1 Parte experimental

En un vaso de precipitado de 100 ml se añaden 25.0 ml de una disolución acuosa de HAc

(ácido acético) 0.1 M, el vaso se coloca sobre el agitador magnético y se introduce el electrodo del

medidor de pH. Se añaden unas gotas de disolución del indicador fenolftaleína y a continuación se

añade gota a gota desde una bureta una disolución de NaOH 0.1 M.

Anotar (deteniendo el goteo de la bureta) los valores que mide el pH-metro después de

añadir 0.5 ml de NaOH. Si se observa que el pH se modifica muy rápidamente, la adición de NaOH

se realizará más lentamente.

De manera simultánea, y al realizar la medida del pH se observará y anotará el color de la

disolución que se estudia.

Cuando se supere el pH de neutralidad, la fenolftaleína, que hasta el momento permanece

incolora, virará a rojizo.

Continuar la adición de NaOH hasta que el pH adquiera valor 12, aproximadamente.

IV.2.2 Cálculos e interpretación de los resultados

Representar en papel milimetrado los valores de pH obtenidos para cada adición de NaOH.

Calcular teóricamente, en función de los antecedentes descritos, el valor de pH en la

disolución estudiada, después de cada adición de NaOH. Teniendo en cuenta que la concentración

de H3O+ viene dada por la expresión [H3O

+]=√ y que al llevar a cabo la neutralización del

CH2COOH vamos formando cantidades progresivamente mayores de la base conjugada Ac- por lo

que habrá que deducir el pH a partir de la expresión de la constante de equilibrio.

Ka = 1.7 x 10-5 = [H3O+] [Ac-]/[HAc]

Por otra parte hay que considerar que al neutralizar todo el ácido tendremos una disolución

de NaAc por lo que el pH no es el de la neutralidad y deberá calcularse a partir de la concentración

de CH2COONa. Comprobar la coincidencia o discrepancia entre el volumen de NaOH, necesario

para alcanzar la neutralidad en la medida instrumental, y mediante el indicador coloreado

(fenolftaleína). Interpretar los resultados y justificarlos.


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Conclusión

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VIII. Observaciones y notas

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IX. Gestión de residuos

Disponer de los residuos ácidos y básicos en sus respectivos

contenedores para residuos corrosivos.

X. Bibliografía

LEVINE. I, Físico Química, cuarta edición, volumen 1, editorial Mc Graw Hill,

1996

WHITTEN, K., Química, Octava edición, Editorial CENGAGE Learning, 2010


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6 FISICOQUÍMICA 2

PRÁCTICA 12. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

I. Competencia

El objetivo de este experimento es determinar la constante de equilibrio de la reacción:

CH3COOH + C2H50H CH3COOC2HS + H2O

por análisis químico de la mezcla de equilibrio.

II. Fundamento

Para la reacción hipotética general:

αA+βB C+D

donde A, B, C y D son especies químicas y α , β , y son coeficientes estequiométricos,

la constante de equilibrio viene dada por la expresión:

[1]

Si consideramos una reacción que tenga lugar enteramente en fase líquida, y si

hacemos la suposición de que las actividades son iguales a las concentraciones, esta

expresión se puede escribir como:

[2]

Los corchetes indican que las distintas concentraciones se expresan en moles por

litro, y el subíndice c en Kc indica que se han suprimido explícitamente los coeficientes de

actividad de la expresión de K. En la reacción de esterificación que se desea estudiar se

cumple que α = β = = = 1 , por lo que:

EtAA

WE

Et

W

AA

EC

nn

nn

Vn

Vn

Vn

Vn

OHHC

OH

COOHCH

HCOOCCHK

52

2

3

523 [3]

donde nAA, nEt, nE y nW representan el número de moles de ácido, alcohol, éster y agua en

cualquier mezcla en equilibrio de volumen total V. Como los volúmenes se compensan,

no es necesario determinar el volumen de la mezcla.


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El procedimiento general para determinar el valor de una constante de equilibrio

por análisis químico, es el siguiente:

Se preparan una serie de mezclas que contengan distintas cantidades de los

reactivos y de los productos, algunas con exceso de los reactivos y otras

con exceso de los productos. De este modo, el equilibrio se aproximará por

las dos partes al estado de equilibrio.

El cambio de Kc con la temperatura está dado por la expresión:

2//ln RTHdtKd c [4]

Para la reacción estudiada, el calor de reacción se aproxima a cero, por lo que

Kc es casi independiente de la temperatura. No es necesario estudiar la reacción a

temperatura rigurosamente constante.

El tiempo necesario para que se establezca el equilibrio se acorta si se utiliza ácido clorhídrico como catalizador. Sin embargo, la adición de ácido clorhídrico altera la naturaleza del medio de reacción, y se afecta el valor de la constante de equilibrio. En general, las constantes de equilibrio halladas en disoluciones ácidas son mayores que el valor 4.0 hallado cuando se utiliza agua como disolvente.

III. Material, equipo y reactivos 1 pipeta volumétrica de 1 ml

1 pipeta volumétrica de 2 ml

1 pipeta volumétrica de 5 ml

9 matraces Erlenmeyer 150 ml

9 tapones (para los matraces)

1 bureta de 250 ml

1 pinzas para bureta

1 matraz volumétrico 1 L

1 espátula

11 ml CH3COOH glacial

11 ml CH3CH2OH absoluto

18 CH3COOCH2CH3

45 ml HCl 3M

350 ml NaOH 1M

5 ml de agua dest.

Fenolftaleína

IV. Procedimiento

IV.1 Parte experimental

IV.1.1Determinar la densidad de cada sustancia.

IV.1.2 Preparar las disoluciones como se indica en el cuadro 1.

IV.1.3 Transferir las cantidades indicadas a los matraces Erlenmeyer y taparlos

inmediatamente.


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IV.1.4 Determinar la cantidad inicial de gramos de cada sustancia que se introdujeron en

cada frasco, utilizando los datos de la densidad de cada sustancia. Determinar el número

de moles de cada sustancia a partir de los pesos determinados. El número de moles de

agua añadidos con el ácido clorhídrico se calcula a partir de la concentración y densidad

de la solución ácida.

Cuadro 1. Volúmenes para la preparación de mezclas a utilizar en el estudio del equilibrio

químico de la esterificación del ácido acético con etanol.

Frasco No. HCl 3 N (ml) Etanol (ml) Ácido Acético (ml) Éster (ml) H2O (ml)

1 5 5

2 5 3 2

3 5 2 3

4 5 4 1

5 5 3 2

6 5 2 3

7 5 1 4

8 5 1 4

9 5 1 4

IV.1.6 Dejar los frascos a la temperatura ambiente, agitando de vez en cuando, durante una semana.

IV.1.7 Titular las mezclas en equilibrio, utilizando disolución de hidróxido de sodio 1M con fenolftaleína como indicador.

IV.2 Tratamiento de los datos

IV.2.1 A partir de la cantidad de base utilizada en la titulación de cada uno de los frascos, calcular

el número de moles de ácido acético presentes en el equilibrio.

En el caso de los frascos 1, 2, 3, éste número de moles será también igual al

número de moles de etanol presentes. El número de moles de ácido acético presentes,

restado del número de moles de éster y de agua inicialmente presentes en cada uno de

los frascos, da el número de moles de éster y agua presentes en el equilibrio.

El número de moles de ácido acético en el equilibrio hallado en los frascos 4, 5, 6

y 7 y restado del número inicialmente presentes, da el número de moles de éster y

agua formadas durante la reacción, éste es también el número de moles de éster

presentes en el equilibrio y éste número sumado al número de moles de agua

originalmente presentes, da el número de moles de agua presentes en el equilibrio. El

número de moles de etanol presentes en estos cuatro frascos, en el equilibrio se

determina restado el número de moles de ácido acético que han reaccionado del

número de moles de etanol originalmente presentes.


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IV.2.2 Calcular el número de moles de cada sustancia presente en el equilibrio en los frascos 8 y 9.

IV.2.3 Calcular el valor de la constante de equilibrio a partir de los datos para cada uno de los frascos.

Nota: Este experimento ofrece una oportunidad excelente para el análisis de la precisión. Para establecer el número apropiado de cifras significativas de la constante de equilibrio, se deben estudiar cuidadosamente la precisión con que miden los distintos volúmenes, la precisión de las titulaciones y los procedimientos para determinar el número de moles de las distintas sustancias presentes en las mezclas de equilibrio.


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VIII. Conclusión

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Disponer de los residuos ácidos y básicos en sus respectivos contenedores para

residuos corrosivos.

XI. Bibliografía

CROCKFORD Y KNIGHT. Fundamentos de Fisicoquímica, Cap. 4, Editorial C.E.C.S.A., '2da. Edición, México 1968.

DANIELS Y ALBERTY. Fisicoquímica, Cap, 9, Editorial C.E.C.S.A., 2da. Edición, New York 1961.

S. GLASSTONE. Tratado de Química Física. Editorial Aguilar, Madrid (1966)

PRUTTON Y MARON. Fundamentos de Fisicoquímica, Cap. 5, Editorial Limusa Wiley, México 1971.

G.W. CASTELLAN. Fisicoquímica, Editorial: Fondo Educativo Interamericano, S.A., Bogotá 1975.


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VALE DE PRÉSTAMO DE MATERIAL DE LABORATORIO

manual laboratorio de fisicoquÍmica (1) (1)

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