protocolo practicas fisicoquimica ambiental

1 Elaboró: Prof: Jairo Granados., MSc. Docente ECAPMA.

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

Protocolo de prácticas de la Escuela – versión 2011

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA

ESCUELA DE CIENCIAS AGRICOLA, PECUARIAS Y DEL MEDIO AMBIENTE

ECAPMA

PROTOCOLO DE PRÁCTICAS PARA LA ESCUELA

FISICOQUÍMICA AMBIENTAL

Código: 358115

Director Nacional

JAIRO ENRIQUE GRANADOS MORENO., MSc.

2011




I – ACTIVIDADES PARA EL ESTUDIANTE

PRACTICAS DE LABORATORIO

1. IDENTIFICACION DE LA PRÁCTICA

Nombre de curso Fisicoquímica Ambiental

Código de curso 358115

Valor de esta actividad práctica Se asignará un valor en puntos según la rúbrica de evaluación

Nombre del director de curso Jairo Enrique Granados Moreno

CEAD al que pertenece

Sede Nacional José Celestino Mutis

Contacto del director de curso

[email protected]

Tel:3443700-Ext: 374. Cel.3202280647

Espacio donde se debe desarrollar la

práctica

Laboratorios de Bioquímica y Nutrición Sede Nacional JCM,

Laboratorios de Nutrición y química, sede Valledupar

Laboratorios de investigación Centro Agroecológico Valsálice

CEAD ó instituciones en convenio que dispongan de la infraestructura para el desarrollo de los protocolos

Objetivos de la práctica

Estudiar procesos fisicoquímicos ambientales que involucren conceptos como: capacidad calorífica, entalpía molar de disolución, gases, cinética de reacciones y adsorción en suelos y soluciones

Justificación de la práctica

La fisicoquímica dedica su principal atención a estudiar las

teorías, leyes, principios y conceptos, relacionados con los

procesos químicos que ocurren en el tiempo y con el equilibrio

químico, teniendo en cuenta la acción de potenciales como la

energía libre molar (potencial químico) y la entropía (potencial

termodinámico) .Cuando este enfoque se da en el análisis de

procesos a nível de la biosfera (suelo, agua y atmósfera) ,se

aterriza en la fisicoquímica ambiental. Las leyes de cómo las

reacciones químicas ocurren comienzan a entenderse más en la

mailto:[email protected]

Tel:3443700-Ext




interacción concreta de iones, átomos y moléculas con otras y

con radiación (fotoquímica). La tarea principal y general de la

físico química será entonces predecir como ocurrirá una reacción

química en el tiempo y el resultado final (el estado de equilibrio)

en diferentes condiciones ambientales, teniendo en cuenta datos

de la estructura y propiedades de las moléculas de las sustancias

formadas del sistema estudiado.

Competencias a desarrollar

El estudiante comprende los elementos conceptuales,

procedimentales y metodológicos que están involucrados en la

cuantificación de: capacidad calorífica, entalpía molar de

disolución, constante universal de los gases, parámetros cinéticos

y variables de adsorción en suelos y soluciones

Duración de la práctica.

12 horas

Mecanismo mediante el cual se evaluará la

práctica:

A través de la rúbrica de evaluación la cual va adjunta al final de del presente protocolo (la misma que está en el aula virtual)

2. METODOLOGIA

PRÁCTICA 1. DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y

ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm) OBJETIVOS:

1. Hallar la capacidad calorífica de un calorímetro (C) mediante el balance de calor

establecido en la mezcla de masas de agua a diferente temperatura

2. Determinar el calor de producido en la disolución de Hidróxido de Sodio en agua

3. Calcular la entalpía de molar de disolución y el cambio entrópico molar de la mezcla en

el proceso anterior

4. Encontrar el porcentaje de error del ΔHsn encontrado en esta experiencia.

FUNDAMENTO TEÓRICO

La capacidad calorífica (C), como propiedad extensiva de una sustancia, indica la

cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una




determinada cantidad de sustancia, su valor se halla mediante la ecuación: C=mce,

ahora, Si se conoce el calor específico (ce) y la cantidad de una sustancia, entonces el

cambio en la temperatura de la muestra (Δt) indicará la cantidad de calor (q)1 que se ha

absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuación para calcular el cambio de

calor es:

q = mcΔt

donde m es la masa de la muestra y Δt es el cambio de la temperatura:

Δt = tfinal – tinicial

El calor liberado o absorbido por reacciones que se mantienen bajo presión constante

puede relacionarse a una propiedad que se llama entalpía y se le da el símbolo de H, es

una propiedad extensiva y depende de la cantidad de materia.

Para una disolución ó mezcla de dos componentes, La entalpía molar de disolución

(ΔHsn), corresponde al calor que libera ó absorbe un sistema cuando se añade a

temperatura y presión constantes, 1 mol de soluto a una cantidad suficiente de un

disolvente para producir una solución de la concentración deseada (Levine I.,1996); esta

magnitud se expresa así:

ΔHsn=

Donde Qsn es el calor de disolución y n representa el número de moles del soluto añadido.

En esta práctica, se evaluará ΔHsn, en un proceso de disolución acuosa de NaOH.

Para este propósito se añadirá una cantidad conocida de hidróxido de sodio en un

1 q es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos




volumen fijo de agua .Midiendo subsecuentemente las temperaturas final e inicial del

sistema y Con base en los datos del calorímetro, se realizará un balance de calor para

determinar la entalpía molar de disolución, de acuerdo a la siguiente ecuación :

Qliberado = -(Qcalorímetro + Qsn)

Donde :

Qcalorímetro= C.∆T = C (T2-T1) y Qsn= msnCsn ∆T

C, representa la capacidad calorífica del calorímetro ó vaso Dewar y se halla:

C=mcce (mc indica la masa del calorímetro y ce= calor específico del recipiente ,

el cual se determina en la etapa de calibración)

Finalmente, la entalpía molar se halla así: ΔHsn=

Adicionalmente con base en este procedimiento, se puede calcular el valor de la entropía

de mezcla(ΔSm) ó de solución , de la siguiente forma:

ΔSm=2,303.nstoCsnlog

Recordando que Csn es el calor específico de la solución, el cual habitualmente es muy

parecido al del agua pura

MATERIALES

Calorímetro (Vaso Dewar, termo ó recipiente de icopor), Beaker (vaso de precipitado),

Probeta graduada de 100mL , Termómetro, Balanza analítica




REACTIVOS: Hidróxido de sodio en lentejas, Agua destilada, muestra de agua de río,

quebrada ó de origen industrial, agrícola ó pecuaria.

PROCEDIMIENTO:

1. Calibración del calorímetro ó vaso Dewar

Lavar y secar el vaso Dewar (dejarlo secar al aire libre para que tome la temperatura

ambiente), pesarlo en la balanza y registrar como :mc

En un beaker calentar 100 mL de agua hasta alcanzar 80°C (T1)

Alistar 100mL de agua en otro beaker, medir su temperatura (T) y adicionarla al

calorímetro ó vaso Dewar, taparlo y tomar lecturas de la temperatura del agua cada

minuto, durante 5 minutos, hasta que permanezca constante ,registrar como T0

Después de transcurrido este tiempo , agregar los 100mL de agua que están a 80°C,

tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar y leer la temperatura de la mezcla cada

minuto durante 5min ,verificando que la temperatura de equilibrio ,permanece

constante ; registrar este último valor como : Teq

TABLA DE DATOS

Sustancia

TEMPERATURA (°C)

T T1 T0 Teq

Agua(ambiente) ___ ___

Agua caliente ____ ____ ___

Mezcla ____ ____ ____

Calorímetro mc =

CÁLCULOS




A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:

d=

encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la mezcla

Teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad,

hallar la masa en gramos de cada muestra . registrar así: m1 para el agua a temperatura

ambiente ( T ) y m2 para el agua caliente( T1)

Con base en la ecuación de balance de calor:

Q ganado=-Q cedido

donde:

Q ganado = es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temperatura

ambiente

Q cedido= es el calor perdido por la masa de agua caliente.

Se tiene que:

mcCe(Teq- T0) + m1CH2O(Teq- T0)=-m2CH2O(Teq- T1)

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

Con el valor de Ce y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C

2. Calor Específico de una muestra de agua de origen industrial ó agrícola ó

pecuaria, etc.

Lavar y secar el vaso Dewar (dejarlo secar al aire libre para que tome la temperatura

ambiente), pesarlo en la balanza y registrar como : mc

En un beaker calentar 100 mL de agua destilada, hasta alcanzar 80°C (T1)




Alistar 100mL de la muestra de agua industrial, pecuaria ó agrícola, etc, en otro

beaker, medir su temperatura (T) y adicionarla al calorímetro ó vaso Dewar, taparlo

y tomar lecturas de la temperatura del agua cada minuto, durante 5 minutos, hasta

que permanezca constante ,registrar como T0

Después de transcurrido este tiempo , agregar los 100mL de agua que están a 80°C,

tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar y leer la temperatura de la mezcla cada

minuto durante 5min ,verificando que la temperatura de equilibrio ,permanece

constante ; registrar este último valor como : Teq

TABLA DE DATOS

Sustancia

TEMPERATURA (°C)

T T1 T0 Teq

Muestra de Agua ___ ___

Agua caliente ____ ____ ___

Mezcla ____ ____ ____

Calorímetro mc =

CÁLCULOS

A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:

d=

encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la mezcla




Teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad,

hallar la masa en gramos de cada muestra, registrar así: m1 para la muestra de

agua, a temperatura ambiente ( T ) y m2 para el agua caliente( T1)


Q ganado=-Q cedido

Se tiene que:

mcCe(Teq- T0) + m1Cm(Teq- T0)=-m2CH2O(Teq- T1)

Donde: Cm es la capacidad calorífica de la muestra de agua analizada.

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

3. Entalpía molar de disolución del hidróxido de sodio en agua.

Alistar el calorímetro, lavar y secar

Pesar exactamente en un vidrio de reloj 2 g de NaOH (anotar como mNaOH ),

medir su temperatura :T1

Adicionar 200mL de agua destilada al calorímetro, taparlo e inmediatamente

registrar la temperatura del sistema cada minuto durante 5 min, hasta que

permanezca constante (T0), anotarla en su tabla de datos

Después de transcurrido este tiempo , agregar el NaOH rápidamente al calorímetro

utilizando una varilla de vidrio, tapar inmediatamente el vaso Dewar ,agitar

vigorosamente y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 10 min

,verificando que el sistema alcance la temperatura de equilibrio permaneciendo

constante ; registrar este último valor como : Teq , en su tabla de datos

Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro.

TABLA DE DATOS




Sustancia

TEMPERATURA (°C)

T T1 T0 Teq

Agua(ambiente) ____ ___ ___

NaOH ____ ____ ___

Disolución ____ ____ ____

Calorímetro mc =

CÁLCULOS

A partir de la temperatura T0 y utilizando la siguiente ecuación:

d=

encontrar la densidad de la masa de agua adicionada al calorímetro


Q ganado=-Q cedido= Qsn

donde:

Q ganado=es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temp

ambiente (T0)

Q cedido= es el calor desprendido por efecto de la disolución del NaOH




Se tiene que:

Qsn =-( C (Teq- T0) + mNaOHCH2O(Teq- T1))

El calor cedido en el proceso hará que aumentará la temperatura del agua, del

calorímetro y del propio NaOH. La aproximación que se hace es considerar el calor

específico del hidróxido similar al del agua (CH2O =1cal /g.°C= 4,18 J/g.ºC).

Teniendo en cuenta el valor hallado de Qsn y el número de moles de Hidróxido de

sodio adicionado al calorímetro , calcular la entalpía molar de disolución , así:

ΔHsn=

Calcular la molaridad (M) de la disolución estudiada.

Compara el valor obtenido con lo reportado en literatura y calcular el porcentaje

de error. Analizar las posibles causas de error.

Con base en la información de los numerales anteriores, determinar la entropía de

la mezcla , según la ecuación:

ΔSm=2,303.nNaOH Csnlog

TABLA DE RESULTADOS

Material

INDICADORES

C M ΔHsn ΔSm

Calorímetro ______ _______

NaOH aq ______




GRÁFICAS

Elaborar un diagrama de barras que muestre los resultados obtenidos

DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS

Analice, discuta y confronte los resultados obtenidos , con su revisión de literatura

CONCLUSIONES

Plantear por lo menos 4 conclusiones finales relacionadas con lo diScutido en los

resultados de la práctica.

CUESTIONARIO

1. Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas.

2. ¿Qué significa calor diferencial de una solución?

3. ¿Cuáles son las aplicaciones industriales de la entalpía molar de disolución?

4. ¿Cuál es el papel fisicoquímico que desempeñan los iones Na+aq y Cl-aq en el

proceso de disolución?

5. Hallar el calor de disolución del NaOH en agua, cuando al disolver 1,2g de NaOH

sólido en 250 mL, la temperatura de la disolución se incrementa en 1,24 ºC. Así

mismo, calcular la entalpía molar de disolución del NaOH.

BIBLIOGRAFÍA

Levine Ira N.(1996) Fisicoquímica , Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid,

España

Romero C y Blanco L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio.

Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C

Castellan W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda

edición




PRÁCTICA 2. DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES

OBJETIVOS

1. Recolectar gas carbónico a partir de la reacción entre el ácido clorhídrico y el carbonato

de calcio

2. Establecer la relación entre el número de moles(n) y el volumen de CO2 (V) producido

en condiciones de P y T constantes

3. Determinar por método gráfico y estadístico la constante R de los gases, a partir de la

pendiente de la recta de V contra n

4. Hallar el porcentaje de error del valor de la constante universal de los gases calculada

en esta experiencia.

FUNDAMENTO TEÓRICO

Relación del volumen con el Número de moles

Teniendo presente que 1mol de oxígeno pesa 32 g, contiene 6,02x1023 moléculas y ocupa

un volumen de 22,414L en condiciones normales, luego 2 moles de oxígeno pesarán 64g,

poseerán 12,04x1023 moléculas y ocuparán un volumen de 44,828 L en condiciones

normales.

De lo anterior se puede deducir que el volumen de un gas varía directamente proporcional

al número de moles del mismo, es decir, V α n ó también:

Por lo tanto, su relación gráfica será una línea recta, como lo muestra en la siguiente

figura:

Ecuación de estado para un Gas Ideal




La ley combinada nos indica que: V α T/P y además, partiendo del principio de Avogadro

se obtiene : V α n , Combinando estas proporcionalidades, se halla que:

ó también: , Despejando K, s e obtiene:

Ahora, si se analiza el valor de K en condiciones normales o estándar para n= 1 mol de gas

,se obtiene lo siguiente:

R se denomina la constante universal de los gases, esto significa que:

Gráfica 1. Relación entre V y n con P y T constantes




Esta es la famosa ecuación de estado de los gases ideales, una de las más importantes en

fisicoquímica, ya que establece la relación directa entre presión, volumen, número de

moles y temperatura de un gas , permitiendo el cálculo de cualquiera de las 4 variables (

P, V n, T ),sí se conoce el valor de tres de ellas.

De la ecuación de estado, se puede demostrar que :

Por lo tanto, al obtener la gráfica de V contra n y linealizarla por el método estadístico de

los mínimos cuadrados, se hallará la pendiente (m) , la cual equivaldrá a la expresión ;

de ésta relación se puede despejar el valor de la constante R, así:

Como: m= entonces R= , luego al reemplazar los valores de la pendiente de la

recta, lo mismo que presión y temperatura del gas y ajustando las respectivas unidades, se

hallará R

El error relativo porcentual, se calcula así:

%Error =

Valores de R

La constante universal de los gases puede expresarse en un conjunto de unidades,

dependiendo de las que se le asignen a la presión y el volumen. Además, R puede

relacionarse con unidades de trabajo y energía. Estos valores se resumen en la siguiente

tabla:

Tabla 1. Valores de la constante universal de los gases expresada en diferentes unidades.

VALORES DE R UNIDADES

0,082 Litros-atm / mol x grado kelvin

8,31 Joules / grado Kelvin

1,98 Calorías / mol x grado Kelvin




8,31 x 107 Ergios / mol x grado Kelvin

10,73 psia= pie cúbico / lb mol x grado Rankine

En esta experiencia, se estudiará la relación entre volumen y número de moles de CO2 ,

generado a partir de la reacción química entre el HCl y el CaCO3 (también se puede utilizar

NaHCO3). La ecuación es la siguiente:

2HCl(aq) + CaCO3(s) CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(aq)

Para lograr el objetivo propuesto, se harán reaccionar cantidades diferentes de CaCO3 en

un volumen fijo de HCl 2N, luego se recolectará el gas en una cuba hidroneumática,

donde se medirá el volumen de desplazamiento y la temperatura.

MATERIALES

Balón de fondo plano con desprendimiento lateral, Tapones de caucho horadados,

manguera con acople de vidrio, espátula metálica, probeta graduada de 500mL , beaker

grande de 1 L, termómetro, balanza analítica

REACTIVOS

Carbonato de calcio ó bicarbonato de sodio

Ácido clorhídrico 2N

Agua destilada

PROCEDIMIENTO

Alistar el montaje que se muestra a continuación:




Figura1. Montaje de cuba hidroneumática para obtener gas carbónico

Llenar completamente la probeta con agua destilada e invertirla sobre el beaker

que también contiene agua hasta más o menos ¾ partes de su volumen (se puede

utilizar también una cubeta de plástico). Es importante que no queden burbujas en

el agua de la probeta y que ésta permanezca llena hasta el fondo de la misma.

Pesar cuidadosamente, sí es posible en balanza analítica , más ó menos : 0,1g ;

0,2g ; 0,4g ;0,8g y 1,2 g de CaCO3

Adicionar 200mL de HCl 2N en el balón de fondo plano, luego agregar 0,1g de

CaCO3 (w1), tapar, conectar inmediatamente la manguera y recolectar el CO2

mediante el desplazamiento del agua en la probeta. Cuando la reacción cese,

entonces medir el volumen (V1) de gas producido.

Tomar la probeta, tapar la boca con la mano, introducir cuidadosamente el

termómetro y medir la temperatura (T1) del gas, registrar en la tabla de datos.

Desocupar el balón , lavarlo ,secarlo y adicionarle otros 200mL de HCl 2N

Agregar al balón nuevamente 0,2 g de CaCO3 (w2), realizar el mismo montaje que

se explicó anteriormente y medir volumen (V2) de CO2 y la temperatura (T2) de

éste en la probeta.

Repetir el procedimiento con las demás cantidades de CaCO3 y medir laos

respectivos volúmenes y temperaturas del CO2 obtenido, registrar estos valores en

la tabla de datos.

TABLA DE DATOS

Tabla 2. Volúmenes y temperaturas de CO2 obtenidos en las 5 experiencias

Experimento W CaCO3 (g) V CO2 (mL) T (°C)

1 0,1 V1 T1

2 0,2 V2 T2

3 0,4 V3 T3

4 0,8 V4 T4

5 1,2 V5 T5




CÁLCULOS

A partir de los gramos de CaCO3 adicionados y teniendo en cuenta la

estequiometria de la reacción, Calcular las moles de CO2 producidas en cada

experiencia.

Consultar la presión atmosférica de la región , lo mismo que la presión de vapor del

agua a la temperatura trabajada y encontrar la presión del gas carbónico. Es decir:

PCO2 =Patmosférica – PVapor de H2O

Con base en las temperaturas medidas en cada experimento, sacar un promedio

(Tprom)

Completar la siguiente tabla:

Experimento n CO2 (moles) VCO2 (mL) Tprom (K) P CO2 (atm)

1

2

3

4

5

Graficar Volumen contra número de moles de CO2 ,

Linealizarla por el método estadístico de los mínimos cuadrados , encontrar la

pendiente(m) y el coeficiente de correlación (r2)

Teniendo en cuenta la pendiente de la recta, lo mismo que temperatura promedio

y presión del gas carbónico , calcular la constante universal de los gases (R)

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

GRÁFICAS

Mostrar las respectivas gráficas de V contra n





Analice, discuta y confronte los resultados obtenidos, con su revisión de literatura.

CONCLUSIONES

Plantear por lo menos 4 conclusiones finales relacionadas con lo discutido en los


CUESTIONARIO

1. ¿Cuáles son los principales factores de error en este experimento?

2. Calcular el rendimiento ó eficiencia de la reacción química en cada experimento

,promediar los valores y analizar el resultado

3. ¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real ó no

ideal?

4. ¿Cuáles son las principales ecuaciones de estado de los gase reales ó no ideales?

BIBLIOGRAFÍA

Levine Ira N.(1996) Fisicoquímica , Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid,

España

Romero C y Blanco L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio.

Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C

Castellan W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda

edición

Granados J.,(1999),Fisicoquímica aplicada. Ed antropos, UNAD, facultad de ciencias

agrarias , segunda edición. Bogotá D C




PRÁCTICA 3. CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO, POR MEDIO

DEL HCl CONCENTRADO.

OBJETIVOS:

1. Estudiar la cinética de la reacción entre el tiosulfato de sodio y el ácido clorhídrico,

a partir de soluciones estándar de tiosulfato y manteniendo constante la

concentración del HCl durante el proceso.

2. Encontrar el orden de reacción (n), con respecto al tiosulfato, lo mismo que la

constante específica de velocidad (K) por el método diferencial de Jacobus Van’t

Hoff.

3. Determinar el semiperiodo o período de vida media (t1/2) para esta reacción.

4. Hallar la energía de activación (Ea) y el factor de frecuencia (A) de esta reacción,

aplicando la ley de Arrhenius

FUNDAMENTO TEÓRICO

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

El ácido clorhídrico reacciona con el tiosulfato poniendo en libertad al ácido tiosulfúrico

(H2S2O3), que se descompone instantáneamente en dióxido de azufre, agua y azufre, el

cual se precipita en la solución produciendo u opacamiento de la misma. De esta forma, a

través de la reducción del azufre (2S+2 + 4e- --> 2S°), se puede seguir la cinética de esta

reacción.

La ley de velocidad es:

; donde

Aplicando el logaritmo decimal a ambos lados de la ecuación de velocidad (método

diferencial de Jacobus Van’t Hoff), se obtiene:




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

m=n y . Por lo tanto, al graficar LogV contra , se debe obtener

una línea de pendiente igual al orden de reacción (n) e intercepto b=Log K[HCl]. Esto

significa:

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

, entonces

Conociendo este dato (K) y suponiendo que la reacción es de primer orden, se determina

el semiperíodo o período de vida media (t1/2) así:

Además, si el proceso se desarrolla a dos temperaturas diferentes, puede encontrarse la

energía de activación de la reacción (Eac) y el factor de frecuencia de colisiones (A),

aplicando la ecuación o el método gráfico de la ley de Arrhenius.

De la anterior ecuación se puede despejar A, con el fin de sustituír los valores de:

energía de activación , Temperatura y constante específica de velocidad , para hallar el

factor de frecuencia de colisiones.




LISTA DE MATERIALES LISTA DE REACTIVOS

5 Beaker de 80 mL Tiosulfato de sodio

(Na2S2O3) 0,1M

Pipetas graduadas de 5 y 10 mL HCl 1N

4 cronómetros Agua destilada

Termómetros

Baño termostatado o aparato de

calentamiento (mechero, trípode,

malla de asbesto)

Matraz de 1L

Balanza

PROCEDIMIENTO:

1. Alistar las soluciones de tiosulfato sódico (Na2S2O3)0,1 N y ácido clorhídrico 1N.

2. Lavar 4 erlenmeyers pequeños (80 o 100 mL), rotularlos del 1 al 4 y colocarlos

luego en un recipiente que contenga agua a temperatura ambiente (T1). Registrar

este valor con el termómetro.

3. A partir de la solución de tiosulfato sódico, preparar soluciones 0,05 M;0,025 M y

0,0125M de la siguiente forma:

Beaker [Na2S2O3] mL tiosulfato mL agua destilada

1 0,1 M 10 0

2 0,05 M 5 5

3 0,025 M 2,5 7,5

4 0,0125 M 1,25 8,75

4. Mezclar suavemente las soluciones anteriores.

5. Alistar el cronómetro en ceros y rápidamente agregar al beaker 1, 10 mililitros de

HCl 1N. Medir el tiempo (en minutos o segundos), que tarda la solución en

opacarse totalmente.




6. Repetir el procedimiento anterior, pero colocando los beakers en un baño de hielo.

Registrar la temperatura (T2) y el tiempo en minutos que tardan las soluciones en

opacarse totalmente.

TABLA DE DATOS:

BEAKER [Na2S2O3] (M) TIEMPO (min)

T1(°C) T2(°C)

1 0,1000

2 0,0500

3 0,0250

4 0,0125

CÁLCULOS Y GRÁFICAS

1. Para cada temperatura trabajada (T1 y T2 ), completar la siguiente tabla:

T1(K ) [Na2S2O3] t(min)

Log

[Na2S2O3] Log V

0,1000M

0,0500M

0,0250M

0,0125M

2. En una sola hoja milimetrada, y con diferentes colores, trazar las gráficas de Log V

contra Log [Na2S2O3], para cada temperatura.

3. Linealizar las anteriores gráficas por el método de los mínimos cuadrados y a partir

de la pendiente (m) y el intercepto (b), calculados para cada una, encontrar el

orden de reacción (n) y las constantes específicas de velocidad (K1 y K2).




4. Trazar las gráficas corregidas en una hoja milimetrada, indicando la ecuación

respectiva de cada una.

5. A partir de K1 y K2; T1 y T2 , determinar la ENERGÍA DE ACTIVACIÓN en cal/mol;

Kcal/mol y BTU/mol, lo mismo que el FACTOR DE FRECUENCIA (A) para esta

reacción. (utilizar el método algebraico o gráfico de Arrhenius).

6. Trazar la gráfica de Log K contra 1/T y a partir del intercepto (b), encontrar el factor

de frecuencia de Arrhenius (A=antilog (b)). Comparar este valor con el que obtuvo

en 5.

7. Graficar Log[Na2S2O3] contra tiempo, para la temperatura (T1); linearizar por

mínimos cuadrados y por medio de la pendiente, calcular la constante específica

de velocidad (k1) de la siguiente forma:

8. Comparar los valores de k1, hallados en 3 y 7, analizar.

9. Con el valor de K1 encontrado en 7, hallar el período de vida media de la reacción

(t1/2).

10. Trazar la gráfica de [Na2S2O3] contra tiempo, analizar.

TABLA DE RESULTADOS

T (K) n k(min-1) Eac

(cal/mol) t1/2(min)

T1=

T2=




GRAFICAS

Recuerde que debe presentar las siguientes gráficas:

1. Log V contra Log[Na2S2O3]

2. Log k contra 1/T (K)

3. Log [Na2S2O3] contra t (min)

4. [Na2S2O3] contra t (min)

CUESTIONARIO:

1. A qué temperatura ocurrió más rápida la reacción? Qué tipo de parámetros

obtenidos por usted en esta práctica, justifican su respuesta?

2. ¿Por qué se trabaja con ácido clorhídrico de concentración constante (1M)?

3. ¿qué significados tienen los valores de la energía de activación, el valor de

frecuencia de Arrhenius y el período de vida media, determinados por usted en

este experimento?

4. Cuáles son las principales aplicaciones de la cinética química a nivel Ambiental?

BIBLIOGRAFÍA

BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.

BROWN, Theodore y LEMAY, Eugene H. Química. Mexico D.F : Prentice Hall, 1987. pág. 895.

CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill Interamericana, S.A, 2002. pág. 732.

CURTIS, Helena. BIOLOGÍA. Buenos Aires : Panamericana, 2001. pág. 1500.

GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá : Arfo Editores Ltda, 1996. pág. 436. RAMETTE, Richard W. Equilibrio y Análisis químico. Mexico : Fondo Educativo Interamericano, 1983.

LEVINE IRA N.(1996) Fisicoquímica , Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid, España

ROMERO C Y BLANCO L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio. Academia

Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C

CASTELLAN W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda edición




PRÁCTICA 4: ADSORCIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDO ACÉTICO EN SUELOS Y

CARBÓN ACTIVADO

OBJETIVOS

1. Determinar la adsorción de 2 soluciones de ácido acético, en muestras de suelo y

carbón activado, mediante titulación ácido-base.

2. Encontrar la constante de equilibrio de adsorción del ácido acético (K) y el número de

moles por gramo, que son necesarios para formar una monocapa (Nm), lo mismo que la

fracción de superficie sólida cubierta por las moléculas adsorbidas( ), en las dos muestras

analizadas.

3. Estudiar el proceso a dos temperaturas (T1 y T2), con el fin de calcular el calor

diferencial ó variación entálpica(ΔH) de adsorción en las muestras de suelo y carbón

activado.

FUNDAMENTO TEÓRICO

La adsorción, es la transferencia selectiva de uno o más solutos (adsorbato) de una

solución a una de partículas sólidas (adsorbente). Con este término, se describe el hecho

de que hay una concentración mayor de moléculas absorbidas en la superficie del sólido

que en el gas o en la solución. En forma similar, la operación inversa, denominada

desorción, produce la separación de las especies que se encontraban originalmente en el

sólido. En general, la Adsorción incluye la acumulación de moléculas de soluto en una

interfase; Tal acumulación por unidad de área es pequeña, por consiguiente, se prefieren

sólidos altamente porosos con áreas internas muy grandes por unidad de volumen y con

superficies irregulares, donde las energías están dadas principalmente por las fuerzas de

Van der Waals. Como ejemplos clásicos de estos adsorbentes comúnmente usados en la

industria, se tiene: carbón activado, alúmina (Al2O3), gel de sílice (SiO2), zeolitas y tamices

moleculares. Una particularidad de las interacciones de adsorción es el hecho de que la

molécula que se adsorbe interactúa, no solo en el centro en la superficie del absorbente

(ión, átomo o molécula que forman su malla), sino con varios centros vecinos. El




fenómeno de adsorción tiene mucho en común con la asociación molecular de los

líquidos, debido a la formación de un enlace de hidrógeno entre la molécula del adsorbato

y los correspondientes grupos o iones en la superficie del adsorbente. Así, cuando se

adsorben moléculas de agua, alcoholes, éteres, aminas, etc, en adsorbentes cuya

superficie esté cubierta por grupos de hidroxilo, se produce una formación de complejos

moleculares con puentes de hidrógeno (Guerasimov Y., et al. 1980)

Cuando las moléculas adsorbidas reaccionen químicamente con la superficie del solido el

fenómeno se denomina Quimiosorción. Debido a que en este caso se rompen y forman

enlaces químicos, la entalpía de adsorción tiene intervalos análogos al de una reacción

química, con valores cercanos a 400 KJ (Castellan G., 1987).

Con relación a los suelos y el carbón activado, su comportamiento químico depende del

carácter ácido o básico de su superficie. Esto está asociado a diversos grupos funcionales

de tipo orgánico que contienen el oxigeno, tal es el caso de los grupos carbonilo o

carboxilo.

La adsorción está influenciada por la naturaleza química de la superficie, dimensiones de

los poros del adsorbente y por las propiedades de las soluciones. En la superficie del suelo,

la sílice o del carbón activado, se adsorben con especial fuerza, las moléculas que puedan

formar, con los grupos oxhidrilos de la superficie, enlaces de hidrógeno (fenoles,

alcoholes, agua) y complejos de Quimiosorción (aminas).

Adsorción superficial de sólidos

La ecuación general (Guerasimov Y, et al. 1980) de la isoterma de adsorción de las

soluciones binarias es:

= (1)




donde: = composición de la solución superficial; = constante de Equilibrio de

adsorción; = Fracción molar de la solución volumétrica

Dicha ecuación (1), es similar a la ecuación de Lagmuir para la adsorción de soluciones

(Shoemaker y Garland., 1968):

(2)

Donde:

= fracción de superficie sólida cubierta por las moléculas adsorbidas.

= concentración de la solución en equilibrio

Además,

(3)

Donde:

N: Representa el número de moles adsorbidos por gramo de sólido para un soluto en

equilibrio de concentración C

Nm : Es el número de moles por gramo, que son necesarios para formar una monocapa

Sustituyendo (3) en (2) y reorganizando, se obtiene la ecuación (4).

(4)




Por lo tanto, al graficar C/N en función de C, se obtendrá una línea recta, de pendiente:

1 /Nm e intercepto: 1/ K. Nm.

De estos valores, se podrá calcular Nm y K , así:

(5)

(6)

Conociendo el área ( ), en Angstron cuadrados (27A°2), ocupada por una molécula

adsorbida sobre una superficie, entonces el área específica (A) en m2/g, estará dada por:

(7)

Na: Número de Avogadro (6,023 x 1023)

Otra forma de encontrar K y Nm, es plantear la ecuación de la doble recíproca de la

isoterma de Langmuir así:

(8)

De tal forma que al graficar: 1/N contra 1/ C, se obtiene una línea recta cuya pendiente

resulta:

(9)

y el intercepto ó punto de corte sobre el eje Y es:




(10)

Por lo tanto, de la expresiones (9) y (10), se pueden calcular:

Influencia de la Temperatura en la adsorción de las soluciones

La variación de la temperatura, puede influír directamente en la adsorción de las

soluciones, especialmente cuando éstas son solubles entre sí; Así, la adsorción de las

soluciones disminuye con el aumento de la temperatura. Este es un caso normal de la

influencia inversa en la concentración de la sustancia adsorbida, del campo adsortivo de la

superficie y del aumento de la energía cinética de las moléculas con la temperatura

(Guerasimov., et al .1980). Con base en la teoría termodinámica de adsorción de

soluciones, se puede plantear la relación entre concentración y temperatura mediante la

siguiente expresión (Shoemaker, 1968).

(11)

donde:

ΔH, es el calor diferencial (ó variación entálpica) para el proceso de adsorción a presión y

fracción superficial constante.

T: Temperatura; C: Concentración

Reordenando e integrando la ecuación (11) se obtiene:

] (12)

en donde:

C1 : es la concentración inicial de la solución a la temperatura más baja: T1




C2: Es la concentración final de la solución a la temperatura más alta: T2

R: 1,98 cal/mol.K ó 8,31J/ mol.K

De la ecuación (12), el valor de ΔH, se puede calcular mediante la expresión:

(13)

MATERIALES

Equipo de Titulación: Soporte universal, bureta, Pinzas, erlenmeyer de 250mL , probeta de

100mL, embudo de filtración, espátula metálica, pipeta de 10mL, papel filtro,

Termoagitadores magnéticos ó varillas agitadores de vidrio, baño termostatado, beaker

de 250mL, balanza analítica.

Reactivos : Ácido acético glacial, Carbón activado, Hidróxido de sodio 0,1 N, Ácido acético:

0,150 M y 0,050M, Fenolftaleina, muestra de suelo seco.

PROCEDIMIENTO

1. Alistar 4 erlenmeyers ó Beakers de 250mL y rotularlos así: S1; S2; CA1; CA2.

2. Pesar en balanza analítica,4 muestras así: dos, de +/- 1 gramo de suelo y dos de +/-

1 gramo de carbón activado, registrar los valores como: Ws y Wca, en su tabla de

datos.

3. Colocar las muestras de suelo en S1 y S2 y las de carbón activado en los

erlenmeyer respectivos: S2 y CA2

4. Adicionar 100 mL de solución de ácido acético: 0,150M en los frascos rotulados: S1

y CA1. También agregar 100mL de ácido acético: 0,050M en los erlenmeyer: S2 y

CA2, respectivamente.




5. Tapar rápidamente los recipientes y agitar periódicamente durante 30 minutos en

agitadores magnéticos ó con varilla de vidrio; después, dejar reposar por 15

minutos a temperatura ambiente: T1, la cual se debe medir con el termómetro.

6. Posteriormente, cada muestra se filtra sobre papel filtro cuantitativo, desechando

los primeros 10 mL del filtrado, como medida de precaución contra la adsorción

del ácido por el papel filtro.

7. Tomar con pipeta, exactamente 25 mL del filtrado de S1 y colocarlos en el

erlenmeyer del equipo de titulación. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y agitar

suavemente por 10 segundos.

8. Alistar la bureta, lavarla, purgarla, colocarla en el soporte universal y cargarla con

NaOH 0,1N; enrasarla, ajustando el nível del líquido a cero.

9. Ubicar el erlenmeyer bajo la Bureta y titular, adicionando gota a gota el NaOH

sobre la solución presente en el erlenmeyer (el cual se agita suavemente), hasta

que aparezca y permanezca un color rosado ó violeta pálido. Registrar los mililitros

gastados de NaOH en su tabla de datos.

10. Repetir secuencialmente los pasos 7,8 y 9, con los tres filtrados restantes y

registrar los mL gastados de NaOH en la tabla de datos.

11. Repetir todo el experimento, etapas 1 a 10, a una temperatura más alta: T2

,cercana a 40°C, colocando los frascos en un termostato ó baño de María.

TABLA DE DATOS

Tabla 1: Datos para la adsorción de soluciones acuosas de ácido acético sobre suelos y carbón

activado, a las dos temperaturas trabajadas.

Muestras Simbología Wm (g) [Ác.acético] mL NaOH 0,1N

T1: ___°C T2:___ °C

Suelo S1 Ws1: 0,150M

S2 Ws2: 0,050M




Carbón

Activado

CA1 Wca1: 0,150M

CA2 Wca2: 0,050M

CÁLCULOS Y GÁFICAS

1. Milimoles iniciales de ácido acético(H+), presentes en los 4 erlenmeyer, a la

temperatura T1

2. Milimoles finales de ácido acético(H+), neutrlizados por el NaOH, en cada

erlenmeyer, a la temperatura T1

3. Número de moles de ácido, adsorbidos por gramo de suelo (N),en cada

concentración de ácido acético(Frascos S1 y S2), a T1

4. Número de moles de ácido, adsorbidos por gramo de carbón activado (N), en cada

concentración de ácido acético(Frascos CA1 y CA2), a T1

5. Concentración Final del ácido acético, posterior al proceso de adsorción, en los

frascos S1, S2, CA1, y CA2, a T1




6. Repetir este tipo de cálculos para el experimento realizado a la temperatura: T2

7. A partir de los valores de N y Cf, calculados para cada temperatura, completar la

siguiente tabla:

Tabla 2: Resultados de la adsorción de soluciones acuosas de ácido acético sobre suelos y carbón activado, a las dos temperaturas trabajadas.

Muestras Temp (°C) N(mmol/g) Cf(M)

Recíprocos

1/ N 1/ Cf

S1

S2

T1

T1 :

S1

S2

T2

T2

CA1 T1

CA2 T1

CA1 T2

CA2 T2

8. Con base en los valores der la tabla 2, trazar las gráficas de : 1/ N versus 1/ Cf, para

cada muestra trabajada( suelo y carbón activado), a la respectiva temperatura: T1 y

T2

9. Encontrar la pendiente( m) de cada recta, lo mismo que su intercepto (b) sobre el

eje Y ( para cada pareja de datos, a la temperatura trabajada)




10. A partir de las pendientes e interceptos calculados, encontrar los valores de: Nm ,

K y A y teniendo en cuenta las ecuaciones 3, 7, 9 y 10 del fundamento teórico.

11. Utilizando la ecuación 13, determinar el calor diferencial de adsorción ( ), en

cada una de las muestras estudiadas.

TABLA DE RESULTADOS

Tabla 3: Parámetros para la adsorción del ácido acético sobre suelo y carbón activado

Muestras Temp (°C) Nm(mmol/g) K A(m2/g)

(cal/mol)

(J/ mol)

S1

S2

T1

T2 :

CA1 T1

CA2 T2

GRÁFICAS

Elaborar un diagrama de barras que muestre los resultados obtenidos


Analizar, discutir y confrontar los resultados obtenidos, con su revisión de literatura

CONCLUSIONES

Plantear por lo menos 4 conclusiones finales relacionadas con lo discutido en los


CUESTIONARIO

1. Consultar: tipos de adsorción, tipos de carbón activado y sus aplicaciones

ambientales




2. ¿Qué significa calor diferencial de adsorción y cuáles serían sus aplicaciones

ambientales?

3. ¿Cuál es la diferencia fisicoquímica, entre la adsorción de soluciones sobre suelos y

carbón activado?

BIBLIOGRAFÍA

BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.

BROWN, Theodore y LEMAY, Eugene H. Química. Mexico D.F : Prentice Hall, 1987. pág. 895.

CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill Interamericana, S.A, 2002. pág. 732.

CURTIS, Helena. BIOLOGÍA. Buenos Aires : Panamericana, 2001. pág. 1500.

GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá : Arfo Editores Ltda, 1996. pág. 436.




A. Elementos necesarios para la práctica

Protocolos guía de la actividad, Preinformes impresos, Bata blanca ¾, cinta de enmascarar, bayetilla roja, vidriolap, muestras recolectadas y empacadas según la guía didáctica, libreta de anotaciones, lápiz, cámara fotográfica.

B. PRODUCTOS A ENTREGAR

Al tutor de práctica: 1. Todos los Preinformes de las prácticas, acorde al formato presentado en el foro de

trabajo colaborativo y que se anexa a la presente.

2. Los grupos de trabajo deberán entregar el informe de laboratorio, según los lineamientos establecidos en la guía de actividades del trabajo colaborativo y que también se anexa a este documento

3. Respuestas a la preguntas planteadas al final de cada guía.

Al Director de Curso ó tutor Virtual Todos los estudiantes (sin excepción) que realizarán sus prácticas en laboratorios de otras

zonas, diferentes al de la sede nacional JCM, deben elaborar obligatoriamente los dos

productos especificados en la guía de actividades, colgada en el foro de trabajo

colaborativo y enviarlos al foro mencionado , teniendo en cuenta la fecha límite allí

señalada.

3.EVALUACIÓN

La evaluación se discriminará así: 60 % valorado por el tutor de la práctica y un 40 %

calificado por el Director de curso ó tutor virtual. En general, La calificación Final

(sobre 150 puntos) del trabajo colaborativo se realizará de acuerdo con la siguiente

rúbrica.




RÚBRICA DE TRABAJO COLABORATIVO (Evaluación Final)

TUTOR DE PRÁCTICA

Ítem evaluado

Valoración baja

Valoración Media

Valoración Alta

Máximo Puntaje

Participación en el desarrollo de la

práctica

El estudiante no participó en el

desarrollo de la práctica

(Puntos=0)

El estudiante tuvo una baja

participación en la práctica (Puntos=8)

El estudiante participó

activamente en la práctica

(Puntos=15)

15

Entrega de

datos

El estudiante no entregó tablas de

datos

(Puntos=0)

Las tablas de datos están incompletas

(Puntos=5)

Las tablas de datos, cumplen con lo solicitado

(Puntos=10)

10

Preinformes

El estudiante no entregó

preinformes (Puntos=0)

Los preinformes está

incompletos (Puntos=5)

Los preinformes cumplen con lo

solicitado (Puntos=10)

10

Organización del

informe

El informe no tuvo en cuenta las

normas básicas, indicadas en la

guía de actividades

(Puntos = 0)

Aunque el documento

presenta una estructura

base, la misma carece de algunos

elementos del cuerpo

solicitado

(Puntos =10)

El documento presenta una

excelente estructura, acorde

a la guía de actividades

(Puntos =20)

20

Estructura y

coherencia del

informe

El documento no siguió los

lineamientos del modelo artículo

científico

(Puntos = 0)

El documento está

incompleto

(Puntos=10)

El informe cumplió con objetivos y

lineamientos del modelo artículo,

científico de manera

25




satisfactoria

(Puntos = 25)

Desarrollo de

competencias

El estudiante no logró desarrollar las competencias

planteadas para la actividad

(Puntos = 0)

El estudiante logró

desarrollar parcialmente

las competencias

planteadas para la

actividad

(Puntos = 6)

El estudiante logró desarrollar

satisfactoriamente las competencias

planteadas para la actividad

(Puntos = 10)

10

Total de puntos posibles 90

DIRECTOR DE CURSO Ó TUTOR VIRTUAL

Ítem evaluado

Valoración baja

Valoración Media

Valoración Alta

Máximo Puntaje

Participación en el Foro de trabajo

colaborativo

El estudiante no participó en el Foro

(Puntos=0)

El estudiante tuvo una baja

participación en el foro

(Puntos=2)

El estudiante participó

activamente en el foro

(Puntos=5)

5

Estructura y coherencia del

informe ILAC

El documento PDF, no

siguió los lineamientos del modelo artículo

científico (Puntos = 0)

El documento PDF

está incompleto (Puntos=10)

El informe PDF, cumplió

con objetivos y lineamientos del modelo artículo,

científico de manera

satisfactoria (Puntos = 25)

25

Organización del informe

UVE con hipervínculos

El documento no tuvo

en cuenta las normas

básicas, indicadas en la guía de

Aunque el documento

presenta una estructura base, la misma carece

de algunos

El documento presenta una

excelente estructura y

navegavilidad, acorde

15




actividades (Puntos = 0)

elementos del cuerpo solicitado

(Puntos =10)

a la guía de actividades

(Puntos =15)

Ejercicios Aplicados

El grupo no desarrolló los ejercicios

aplicados (Puntos=0)

El grupo desarrolló los ejercicios de

forma incorrecta e incompleta (Puntos=5)

El grupo desarrolló correctamente los

ejercicios y en forma completa

(Puntos=10)

10

Autoevaluación

El grupo no desarrolló la autoevaluación de

los laboratorios (Puntos=0)

El grupo desarrolló la

autoevaluación en forma parcial

(Puntos=2)

El grupo desarrolló completa y

correctamente la autoevaluación

(Puntos=)

5

Total de puntos posibles 60

II – ACTIVIDADES PARA EL TUTOR

El tutor de práctica, debe entrar en contacto desde el inicio del período académico

con el director de curso, con el objetivo de conformar la red de tutores, la cual se

trabajará desde los correos institucionales

Logística y desarrollo de la práctica

Selección del sitio donde se desarrollará la práctica

Aseguramiento logístico para desarrollo de la práctica

Entrega de la guía a los estudiantes y seguimiento de la práctica: Su rol debe

ser de orientador y facilitador en el desarrollo de las actividades.

Conclusiones de la práctica. Establecer un mecanismo que permita el

intercambio de ideas, aclaración de dudas y planteamiento de conclusiones de

manera conjunta.

Evaluación. El tutor realizará la evaluación de la práctica de acuerdo con la

rúbrica.

1. Informe de Actividades




El tutor de prácticas deberá elaborar un informe sobre el desarrollo de las actividades

del componente práctico el cual debe ser entregado al director de curso. Dicho

informe estará compuesto por los siguientes formatos diligenciados

Formato 1: Datos generales de la práctica CONTROL Y SEGUIMIENTO AL DESARROLLO

DEL COMPONENTE PRÁCTICO

Nombre del tutor

CEAD donde se

encuentra el tutor

Curso

Título de la práctica

Fecha de realización

Dia:______________ Mes_______________ Año:_________

Lugar donde se

desarrolló la práctica

Lugar: ____________________________________________ Municipio:_______________ Departamento:______________

Temas abordados en la

práctica

Materiales y equipos

empleados en la práctica

Observaciones




Costo aproximado

Transporte:________________________________________ Materiales y equipos:________________________________

Formato 2: Registro de asistencia de los estudiantes a las actividades prácticas

REGISTRO DE ASISTENCIA DE ESTUDIANTES A LAS ACTIVIDADES PRÁCTICAS

No NOMBRES APELLIDOS CODIGO FIRMA

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

21

22

23

24

25

Datos del tutor

Nombre: _________________________________________ Cédula: ____________ Firma: ________________________ Correo___________________________________________ Teléfonos _______________ Celular __________________

Anexos

Evidencias del desarrollo de la práctica (Fotografías, videos, etc).




Formato 3: Reporte de calificaciones obtenidas por los estudiantes

REPORTE DE CALIFICACIONES

Curso: __________________________ Código:__________________________ Título de la práctica: _______________ ________________________________

CEAD:_______________________________ Fecha:_______________________________ Tutor: _______________________________ Firma:_______________ Cédula:_________

No Apellidos y Nombres Código

Participación en el

desarrollo de la práctica

Informe Redacción y ortografía

Total en

puntos Justificación

1

2

3 4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

21 22

23

24




ANEXOS

PRESENTACIÓN DE INFORMES Y PREINFORMES

La elaboración de pre informes tiene como objetivo permitir que el estudiante se prepare

con las bases teóricas sobre la práctica que va a realizar. Dado que las actividades dentro

de un laboratorio de química pueden llevar a riesgos personales, es imperativo que tanto

estudiantes como tutor sepan exactamente qué es lo que van a hacer y cómo lo van a

hacer. Seguidamente se muestran los parámetros para la presentación de pre informes

de práctica de química inorgánica.

El pre informe debe contener los siguientes elementos:

- Identificación de la práctica (nombre)

- Identificación del estudiante

- Objetivos

- Marco teórico: descripción breve sobre los fundamentos deóricos que van a

comprobarse, esta información debe ser adicional a la mostrada en el protocolo de

prácticas

- Diagrama de flujo del proceso a seguir en el laboratorio

- Respuesta a las preguntas teóricas, el estudiante deberá consultar la información que

pueda responder las preguntas planteadas al final de cada protocolo de práctica

- Tabla de datos que el estudiante completará durante el desarrollo de la práctica

Este pre-informe deberá entregarse al inicio de cada sesión de prácticas, para su revisión

por parte del tutor de la actividad práctica, dependiendo de esto, el tutor decidirá si el

estudiante se encuentra preparado o no para realizar la actividad. Queda a discreción del

tutor de la actividad práctica la realización de quices cortos sobre el fundamento teórico o

el proceso que debe seguirse en cada actividad.

Al final de cada actividad el grupo colaborativo de estudiantes deberá completar el pre

informe con las tablas de datos recogidas durante la experiencia y entregar un preinforme

completo al tutor de la actividad identificando claramente los integrantes del gupo

colaborativo y el número de grupo de laboratorio; los datos deberán estar escritos tal y




como se registraron, sin ningún tipo de tratamiento matemático y con el número de cifras

significativas correcto.

INFORME FINAL

Trabajo intelectual del equipo: En esta etapa, los estudiantes harán la discusión y

aportes individuales para la construcción del informe modelo artículo científico

(ILAC) y la presentación en power-point de un Diagrama UVE con hipervínculos,

según la distribución de prácticas indicadas por el docente director de curso, como

productos final del proceso.

La figura 1, resume las etapas requeridas en todo el proceso:




Figura 1: Diagrama de flujo de las actividades a desarrollar en las prácticas de laboratorio

PRODUCTOS FINALES:

I. Informe en Modelo Artículo Científico (ILAC)

Cuando se solicite este tipo de producto: cada grupo colaborativo, debe construir un

documento con las siguientes características:




Márgenes de 2 cm, letra arial 12 (para títulos y subtítulos); 11(texto y contenidos)

y 10, para: Resumen, subíndices y superíndice

Interlineado 1cm, para el resumen y 1,5 cm para el texto.

Portada, donde se indique: Integrantes del grupo, código, correo electrónico,

CEAD, Tutor virtual, fecha de entrega.

El contenido deberá incluír:

Resumen (máximo 8 líneas); palabras claves (6).

Introducción (Máximo 16 líneas).

1. Fundamentación Teórica (Revisión de literatura)

1.1Mapa conceptual, utilizando los conceptos propuestos

1.2Mentefacto conceptual, utilizando los conceptos propuestos

2. Materiales y Métodos.

2.1 Cuadro 1: Lista de equipos utilizados

2.2 Cuadro 2 : Lista de reactivos utilizados

2.3 Procedimientos: Cuadro 3: Técnicas Analíticas utilizadas

2.3.1 Protocolos de muestras biológicas estudiadas (Elaborar una ficha ó formato

que muestre la información fundamental sobre el origen de cada una. Por ej:

especie, nombre científico, lugar de muestreo, datos ambientales)

2.3.2 Flujograma general de los procedimientos desarrollados que incluye: Video ó

fotografías que sustentan los procesos desarrollados (en Word : hacer click en insertar

,formas y diagrama de flujo)

3. Resultados y discusión.

3.1 Tabla de datos

3.2 Ecuaciones de cálculo

3.3 Tablas de resultados

3.4 Gráficas estadísticas (diagramas de barras)

3.5 Discusión e interpretación de los resultados

4. Conclusiones (cinco)

5. Bibliografía consultada (mínimo 6 referencias) Normas APA.




6. Diagrama UVE heurístico del experimento

7. Pruebas de Autoevaluación de la práctica

II. Diagrama UVE Heurístico con hipervínculos (Power-Point)

Cuando se solicite este tipo de producto, entonces, cada grupo colaborativo, construye un

documento en Power-point, con las siguientes características:

1. Portada

2. Introducción (esquematizada)

3. Revisión de Literatura (Mentefacto ó mapa conceptual)

4. Metodología (Diagrama de flujo del experimento, utilizando fotos ó video)

5. Diagrama UVE heurístico completo, con hipervínculos

6. Ecuaciones de cálculo, Tablas y gráficas que no se incluyan en el diagrama UVE

heurístico

7. Conclusiones (esquematizadas)

8. Bibliografía consultada: textos, artículos científicos y páginas web (Mínimo 6)

9. Pruebas Autoevaluativas de la práctica

Para el buen desarrollo del trabajo, se debe tener en cuenta la siguiente

información :

Práctica Descripción Producto final

1

Determinación de la entalpía molar

de disolución y entropía de una mezcla binaria

Informe en Modelo Artículo

Científico (ILAC)|

2 Determinación de la constante

universal de los gases


Científico (ILAC)




3

Cinética de la descomposición del Tiosulfato de sodio, por medio del

HCl concentrado.


Científico (ILAC)|

4

Adsorción de soluciones acuosas de

ácido acético en suelos y carbón

activado

Diagrama UVE Heurístico con

hipervínculos (Presentación Power-

Point)

protocolo practicas fisicoquimica ambiental

Documents