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Fac. Cs. Qs. Dpto. De FISICOQUÍMICA LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I

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BENEMÉRITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS

LICENCIATURA: QUÍMICO FARMACOBIÓLOGO

ÁREA ESPECÍFICA DE:. FISICOQUÍMICA............................

NOMBRE DE LA ASIGNATURA:. LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I CÓDIGO: LQF 117L................................. FECHA DE ELABORACIÓN: PRIMAVERA 2006 .............................. NIVEL EN EL MAPA CURRICULAR: BÁSICO............................... TIPO DE ASIGNATURA: ...CIENCIAS BÁSICAS.............................. PROFESORES QUE PARTCIPARON EN SU ELABORACIÓN: Quím. Jaime González Carmona Quím. Pedro Soto Estrada Dr.Ramón Gudiño Fernández Dr. Roberto Portillo Reyes Quím. Andrés Camacho Iyáñez Quím. Eugenio López Gaspar Quím. Carlos K. Noda y Domínguez L.en C. Héctor Mendoza Hernández Dra. Patricia Amador Ramírez M.C. Hilda Lima Lima Dr. Gelasio Aguilar Armenta Dr. Henoc Flores Segura M.C. Libertad Márquez Fernández Dr. Juan Carlos Ramírez García Dr. Francisco Meléndez Bustamante Dra. Verónica Hernández Huesca Dr. Marino Dávila Jiménez Dr. Mario González Perea Dra. Delia López Velásquez Dr. Arnulfo Rosas Juárez

HORAS DE TEORIA:. 5 HORAS PRÁCTICA. 2 TOTAL DE CRÉDITOS: 12 PRE-REQUISITOS: S/R RECOMENDACIONES: Conocimientos previos de Dinámica de partículas, Física Molecular, Electricidad, Cálculo de varias variables, Química General.


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BENEMÉRITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS

ÁREA DE FISICOQUÍMICA

USO DE LA BALANZA ANALÍTICA Y MÉTODO DE MÍNIMOS CUADRADOS OBJETIVOS.

Conocimiento y manejo de la balanza analítica y del método de mínimos cuadrados para los cálculos de las prácticas posteriores. INTRODUCCIÓN.

La masa de un cuerpo es una propiedad característica del mismo, que está relacionada con el número y clase de las partículas que lo forman. Se mide en kilogramos (kg) y también en gramos, toneladas, libras, onzas, etc.

El peso de un cuerpo es la fuerza con que lo atrae la Tierra y depende de la masa del mismo. Un cuerpo de masa el doble que otro, pesa también el doble. Se mide en Newtons (N) y también en kg-fuerza, dinas, libras-fuerza, onzas-fuerza, etc.

El kg es por tanto una unidad de masa, no de peso. Sin embargo, muchos aparatos utilizados para medir pesos (básculas, por ejemplo), tienen sus escalas graduadas en kg en lugar de kg-fuerza. Esto no suele representar, normalmente, ningún problema ya que 1 kg-fuerza es el peso en la superficie de la Tierra de un objeto de 1 kg de masa. Por lo tanto, una persona de 60 kg de masa pesa en la superficie de la Tierra 60 kg-Fuerza. Sin embargo, la misma persona en la Luna pesaría solo 10 kg-fuerza, aunque su masa seguiría siendo de 60 kg. (El peso de un objeto en la luna, representa la fuerza con que ésta lo atrae).

BALANZA

Se utilizan las básculas o balanzas para medir el peso. La balanza es uno de los instrumentos de medición mas antiguos; probablemente fue inventada por los antiguos egipcios o babilonios hacia el año 5000 a. de C. Las balanzas primitivas consistían en un simple trozo de madera dura, que pivotaba en su centro, suspendido de una cuerda, la cual pasaba por un agujero y dos platos, que colgaban de los extremos mediante cuerdas también; en uno de los platos se colocaban pesas estándar y en el otro el objeto a pesar. Este sistema sigue siendo el principio básico de las balanzas modernas; aquellos viejos instrumentos eran capaces de pesar con un alto grado de precisión. Algunas de las utilizadas en Egipto hacia el año 1350 a C. tenían una precisión cuyo posible error era del 1%.

Las balanzas y básculas se basan en comparar un peso desconocido con otro conocido. La balanza de resorte se vale de una relación lineal entre la deformación de un muelle y la fuerza aplicada. La deformación del muelle es amplificada por una cremallera y piñón, y medida por una aguja indicadora que oscila sobre una carátula circular. En siglo XVII ya había referencias a esta balanza. Su precisión es inferior a la de las balanzas que comparan un peso


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desconocido con otro conocido, debido a que influían la temperatura y la histéresis (permanencia del efecto después de la causa).

La balanza de dos platos constituye sin duda el dispositivo de pesada más sencillo y mejor conocido del mundo. Para la práctica cotidiana no se requiere una precisión excepcional, por lo que resultan adecuadas las balanzas robustas y sencillas, pero cuando los pesos que intervienen son muy pequeños o requieren mediciones precisas, el diseño y la construcción del instrumento han de ser muy perfectos para minimizar los errores. Las balanzas de este tipo, como las empleadas en trabajos de laboratorio, se montan en una base que se nivela por medio de apoyos ajustables y un nivel incorporado.

Balanza de resorte Balanza de resorte Balanza de platillos Resorte y

contrapesas Contrapesas

MÉTODO DE MÍNIMOS CUADRADOS

En el análisis de datos experimentales se utilizan métodos de regresión lineal,

principalmente el método de mínimos cuadrados, para verificar la relación entre dos o

más variables.

Frecuentemente los datos experimentales presentan desviaciones de su comportamiento ‘normal’, debido a diferentes causas, algunas de ellas son: mal manejo del equipo, descuido en medir volumen y masa, temperatura, etc. Para conocer la calidad de los datos experimentales obtenidos y conocer su posible falla se utilizan los métodos de análisis de regresión.

En una colección de puntos experimentales se puede observar una tendencia entre una variable independiente (se coloca en el eje de las X) y la otra variable llamada dependiente (se coloca en el eje de las Y), Figura 1.

Fig. 1 Grafica de puntos experimentales

Fig. 2 Grafica que representa el paso de una recta

por en medio de los puntos.


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Esta colección de datos experimentales se pueden representar por una

recta que pase en medio de todos los puntos, de tal forma que esta recta se encuentre a una distancia promedio’ cercana o igual a cero.

Se utilizarán solo tres puntos experimentales P1, P2 y P3.

Fig. 3 Representación de los tres puntos

experimentales tomados. Fig. 4 Proyección sobre el eje de las diferentes xi

Cada uno de los puntos Pi, tiene asociado un par ordenado Xi,Yi y la recta tiene la ecuación Y = A + BXi.

Los puntos experimentales tienen una proyección sobre el eje de las X, y se puede proyectar también sobre la recta Y = A + BXi, de tal modo que en la recta se localizan los valores de X1, X2 y X3.

La distancia (di) entre el punto experimental (Xi,Yi) y el punto (Xi,Y) de la recta, esta

dado por:

di = Y – Yi

Donde Y = A + BXi, y Yi es la ordenada del par Xi, Yi.

Finalmente, la ecuación Y = A + BXi que mejor represente al conjunto de puntos es aquella que tenga por suma de las distancias di elevadas al cuadrado igual acero.

∑ ∑ =−= 0))(( 22 YiiYdi (1)

∑ ∑ =−+= 0)( 22 YiBXAdi (1A)

Cuando se tenga esta condición se tendrá a la mejor recta que represente a todos los puntos.

Sin embargo la recta que represente a todos los puntos, puede tener cualquier valor de A y B de la ecuación:

BXAY +=


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Donde A es la intersección de la recta con el eje de la Y, y B = tgα (donde α es el ángulo que forma con el eje X).= pendiente.

Fig. 5 Representación de la ecuación de la recta y sus elementos geométricos

De todas las rectas que pueden representar a los puntos experimentales, se elegirá aquella cuyos valores de A y B cumplan con la ecuación 1 y 1a, teniendo que valorar A y B. Estas serán variables de una función F(A,B) y para encontrar los valores mínimos de esta función, se derivará respecto a cada variable. Siendo

∑ −+= 2)(),( YiBXiABAF (2)

Las derivadas de dAdF

y dBdF

serán

∑ =−+= 0)(2 YiBXiAdAdF

∑ =−+= 0)(2 YiBXiAdBdF

Reorganizando las ecuaciones quedaran como:

∑ ∑=+ YiXiBnA ∑ ∑ ∑=+ XiYiXiBXiA 2

Empleando cualquier método de resolución de ecuaciones simultáneas, los valores de A y B quedaran como:

( ) ( )( )( )22

2

∑∑∑ ∑∑∑

−

−=

XXn

XYXXYA

(3) ( )( )( )22 ∑∑

∑ ∑∑−

−=

XXn

YXXYnB

(4)

Otra medida de la calidad de relación entre datos es el coeficiente de correlación:


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( )( )( )[ ] ( )[ ]∑ ∑∑ ∑

∑ ∑∑−−

−=

2222 YYnXXn

YXXYnr

(5)

El valor de r mide que tan bien la recta obtenida por mínimos cuadrados (o regresión lineal) se adjunta a los datos experimentales. HIPÓTESIS*. MÉTODO EXPERIMENTAL. Balanza analítica y Análisis estadístico

A) Sartorius Gem BL3100 Es una balanza electrónica de precisión de características:

Capacidad de pesada 3100 g.Legibilidad 0.1 g

Rango de tara 3100 g Calibrar / ajustar

Paso Tecla Indicación en pantalla Encender (en caso necesario)

Tarar la balanza Pesar

Paso Tecla Indicación en pantalla Encender (en caso necesario)

Colocar recipiente para la muestra “peso” g

Tarar la balanza 0.0 g Poner muestra en el recipiente

“peso muestra” g

B) Ohaus Explorer Es una balanza electrónica de precisión con características:


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Capacidad de pesada 61.00 g. Se requiere de contrapesas para aumentar.

Legibilidad 0.01 g

Calibrar / ajustar

Paso Indicación en pantalla Tecla setup CAL Tecla enter CAL TYPE Tecla enter CAL TYPE InCAL Tecla enter INCAL WEIGH Pesar

Paso Indicación en pantalla Tecla O/T Pantalla a cero Colocar el objeto a pesar en el platillo. Máximo 62 g. Esperar al indicador de estabilidad antes de leer el peso.

Ahora que se pueda llevar a cabo la pesada del objeto comenzaremos por conocer el peso aproximado del objeto. ETAPAS EXPERIMENTALES. 1. Se elegirán objetos idénticos, tal como monedas del mismo valor, máximo 10

objetos. 2. Se formarán equipos, para que se pesen las monedas de una en una hasta

llegar a 10. 3. Anótese el peso de cada moneda. RESULTADOS Y CÁLCULOS. 1. Registre los datos de los pesos acumulados de las monedas, en la tabla:

xi (No. Dato)

Yi (Masa de la moneda en g)

xiyi xi2 yi

2

1 . .

10 ∑ ix = ∑ iy = ii yx∑ = 2

ix∑ = 2

iy∑ =

2. Grafique los datos experimentales Xi, Yi 3. Calcule el valor de cada una de las sumatorias de la tabla. 4. Utilizando las ecuaciones 4, 5 y 6, obtenga los valores de A, B y r. 5. Considere los valores de A y B para obtener la recta ajustada


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6. Representar en la misma hoja las dos gráficas.

CONCLUSIONES*. BIBLIOGRAFÍA*. COMENTARIOS*. *Aspectos propuesto por los estudiantes


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Determinación del Calor de combustión alcoholes OBJETIVOS:

Determinar el calor de combustión (∆CH) de varios alcoholes alifáticos utilizando la acetona como líquido de referencia.

Calcular el ∆CH por cada grupo metileno. Estudiar la relación que existe entre el tamaño de la cadena y el calor del combustión en los alcoholes.

INTRODUCCIÓN: Una reacción de combustión se define como aquella que tiene lugar entre un elemento o compuesto y el oxígeno para formar productos de combustión determinados. Para compuestos orgánicos formados únicamente por carbono hidrógeno y oxígeno, los productos de la combustión son dióxido de carbono y agua. La reacción de combustión para el etanol es la siguiente: CH3CH2OH + 3O2 2CO2 + 3H2O

El calor de combustión de una sustancia es el que resulta de la combustión de un mol de dicha sustancia en su estado normal a 25°C y 1 atm de presión. Experimentalmente se puede calcular el calor de combustión aproximado de algunos alcoholes determinando las temperaturas inicial y final alcanzadas al calentar una determinada cantidad de agua con el calor liberado de la combustión de dichas sustancias. Esto se puede llevar a cabo utilizando un liquido de referencia (acetona) al cual se le conoce su calor de combustión (∆CH) y usando un sistema diseñado para usarse en el laboratorio.

La cantidad de energía en forma de calor QA de la acetona se puede expresar de la siguiente forma:


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Η∆= CA

AA M

mQ (acetonaℓ )

..........(1) O bien:

Η∆= CA

AAA M

VQ

δ (acetonaℓ )

.........(2) Donde: δA, VA, mA y MA, son; la densidad, el volumen, la

masa y el peso molecular de la acetona respectivamente. De esta energía, al calentar el agua en un recipiente de

vidrio, sólo una fracción sirve para calentar el agua, por lo que la energía OHQ

2 aprovechada por el agua es:

Η∆= CA

AAOH M

VKQδ

2(acetonaℓ )

..........(3) La energía en forma de calor QH2O que sirvió para elevar la temperatura del agua, puede expresarse también como: )(

22222 OHA

iOHA

FOHOHOH TTCmQ −= ..........(4) Donde: OHC

2 es la capacidad calorífica del agua (4.184 J.g-1.K-

1), OHm2

es la masa del agua, OHA

iT2

y OHA

FT2

son las temperaturas inicial y final (en K) que alcanza el agua cuando se quema acetona, respectivamente. Igualando (2) y (3), tenemos:

Η∆=− CA

AAAOHi

AOHFOHOH M

VKTTCmδ

)(2222 ,, (acetonaℓ )

...........(5) Una ecuación similar a (4) se puede obtener para cada alcohol:


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Η∆=− C

OH

OHOHOHOHi

OHOHFOHOH M

VKTTCmδ

)(2222 ,, (alcoholℓ )

...........(6) Donde el superíndice y el subíndice OH está representando a los términos del alcohol considerado. Como se supone que la proporción de energía que se pierde en forma de calor es la misma para la combustión de cada alcohol, las K son iguales, por lo tanto, despejando K de ambas ecuaciones, igualando las expresiones resultantes y posteriormente despejado la ∆CH para un alcohol se tiene: Η∆

−

−=Η∆ CA

OHiA

OHF

OHOHi

OHOHF

AOHOH

OHAAC TT

TTMV

MValcohol ..)(

22

22

,,

,,

δδ

λ (acetonaℓ )

........(7) MATERIAL Y SUSTANCIAS: 1 Lata perforada Agua destilada 1 Corcholata Metanol 1 Pinza para bureta Etanol 1 tela de asbesto 1-propanol 1Matraz erlenmeyer de 250 ml Acetona 1 Termómetro (-10°C – 100°C 1 Vaso de precipitados de 250 ml 3 Pipetas graduadas de 5 ml (o de 10 ml) 1 Balanza granataria Borlas de algodón Encendedor o cerillos Precaución: Evite que los recipientes con los disolventes estén cerca de alguna flama o de una parrilla encendida, ya que son inflamables. Nota: Los alumnos deben traer el encendedor o cerillos HIPÓTESIS* MÉTODO EXPERIMENTAL: Combustión de alcoholes a temperatura ambiente y presión atmosférica.


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Figura No. 1: Sistema utilizado para llevar a cabo la combustión de alcoholes ETAPAS EXPERIMENTALES:

Pese el matraz el matraz erlenmeyer limpio y seco. Agregue 200 g de agua de la llave. Sujete el matraz erlenmeyer con las pinzas a una varilla de la mesa de

trabajo y a una altura adecuada para llevar a cabo la combustión del los alcoholes (ver figura No.1)

Mida la temperatura inicial del agua del matraz y anótela como Ti. Mantenga el termómetro dentro del agua.

Coloque una pequeña borla de algodón sobre la corcholata que se encuentra sobre una tela de asbesto. Cuide que no quede muy compacta ni muy floja.

Adicione 2 ml de acetona sobre la borla de algodón rápidamente y de Inmediato enciéndala y colóquela debajo del matraz.

Agite cuidadosamente el agua con el termómetro y cuando se apague la flama anote la temperatura máxima alcanzada (TF).

Quite el matraz, tire el agua y enjuáguelo varias veces con agua de la llave para enfriarlo.

Agregue nuevamente 200 g de agua de la llave y repita el procedimiento con el metanol y posteriormente con los otros alcoholes.

RESULTADOS Y CÁLCULOS: 1. Anote sus datos experimentales: T°C amb. =


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Líquido Densidad (g/ml)

T(°C)i T(K) i T(°C)F T(K)F

Acetona Metanol Etanol 1-propanol 2. Escriba la reacción de combustión para cada una de las sustancias. 3. Determine la ∆CH de cada alcohol utilizando la ecuación No. 7. 4. Calcule la ∆CH del grupo metileno en los alcoholes. Para esto calcule: (a) la

diferencia de los valores de ∆CH entre el etanol y el metanol, (b) la diferencia entre los valores de ∆CH entre el 1-propanol y el etanol, (c) el promedio entre los dos valores anteriores.

5. Investigue los valores reportados en la bibliografía de ∆CH para cada uno de los alcoholes; además, el valor de ∆CH para el metileno y calcule el porcentaje de error.

6. Explique las posibles fuentes de error en sus determinaciones. 7. En la siguiente tabla anote sus resultados:

Líquido ∆CH teórico ∆CH experimental % de error

8. Con base a sus resultados anteriores, calcule los valores aproximados de ∆CH

del n-butanol y del n-pentanol. 9. Explique porque se debe usar el mismo matraz en todas sus determinaciones. 10. Cada gramo de gas natural libera aproximadamente 45 kJ de energía al

quemarse: a). Calcule la energía almacenada en un tanque de 20 kg de gas natural. b). ¿Cuántos litros de agua pueden calentarse de 20°C a 50 °C con ese tanque de gas natural?. Supóngase que no se pierde energía al medio.

11. Uno de los principales componentes de la gasolina en el n-octano (C8H18). Su calor de combustión es de 6,500 kJ. mol-1.

a). ¿Qué cantidad de energía se desprende al quemar 1 g de n-octano? b). ¿Cuánta energía hay almacenada en un tanque de gasolina

de un coche con 30 kg de gasolina? CONCLUSIONES* BIBLIOGRAFÍA* COMENTARIOS* *Aspectos propuesto por los estudiantes


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CAPACIDAD CALORÍFICA Y ENTALPÍA DE FUSIÓN

OBJETIVOS: Determinar experimentalmente la Capacidad Calorífica de un calorímetro (ε

calor) y la entalpía de fusión del hielo, fhH∆ . INTRODUCCIÓN.

La Capacidad Calorífica C de un sistema, se define como la cantidad de Calor “Q” que es necesario suministrar a un sistema para elevar su temperatura en un grado celsius, es decir :

T

QC∆

= --------(1)

Dicha magnitud depende de la cantidad de sustancia que constituye el sistema y su naturaleza, así como de la Presión, el Volumen y la Temperatura.

Si el sistema está constituido de una sola sustancia o bien de una disolución, y su peso es de un gramo, entonces la Capacidad Calorífica se denomina Capacidad Calorífica Específica o Calor Específico; del mismo modo, para un mol de una sustancia pura, la Capacidad Calorífica del sistema es la Capacidad Calorífica molar o Calor molar de la sustancia.

Si el sistema está constituido por más de una sustancia, entonces la Capacidad Calorífica total del sistema será igual a la suma de las Capacidades Caloríficas de cada componente; matemáticamente se expresa como:

∑=

=n

iiT CC

1 ---------(2)

En nuestro caso, el sistema consta de dos partes, el agua y el calorímetro. Tomando en cuenta la expresión anterior, tenemos que la capacidad calorífica total TC es: acalT CCC += (3) Donde: calC = Capacidad calorífica del calorímetro aC = Capacidad calorífica del agua (1.0 cal/g K)


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La capacidad calorífica realmente significa capacidad energética (εcalor) debido a que su valor indica la capacidad del sistema para almacenar energía. La energía puede almacenarse parcialmente en movimiento de vibración; esto es; las moléculas pueden ser promovidas a un nivel energético de vibración más alto, o bien puede almacenarse parcialmente en movimiento electrónico o de rotación. En cada caso, las moléculas son promovidas a un nivel energético más alto.

En el caso ideal en el que el calor desarrollado en un proceso o reacción, no escape, entonces la suma del calor ( rQ ) que se desprende en el proceso (o reacción) y el calor absorbido ( SQ ), por el sistema (calorímetro más agua), es igual a cero, es decir:

0=+ Sr QQ (4)

Como: )(ITCQ TS ∆= y if TTIT −=∆ )( Donde: fT = Temperatura final del agua en el calorímetro (en equilibrio térmico en

un proceso). iT = Temperatura inicial del agua (de equilibrio) en el calorímetro antes de

un proceso o reacción. Considerando que el sistema incluye una cantidad inicial de agua iaW entonces: )()( ITWCCQ iaacS ∆+= ------(5) Donde: cvcaia WWW −= Por lo tanto: caW = peso del calorímetro con agua fría (a temperatura ambiente) cvW = Peso del calorímetro vacío Sustituyendo la ecuación (5) en la ecuación (4) se tiene: 0)()( =∆++ ITWCCQ iaacr [ ] 0)()( =∆−++ ITWWCCQ cvcaacr [ ] rcvcaac QITWWCC −=∆−+ )()(

[ ])(

)()(IT

QITWWCC r

cvcaac ∆−

−=∆−+ -------(6)

Finalmente el calor rQ producido por la adición de agua caliente al sistema y considerando que dicha cantidad agregada es acW entonces:


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)(IITCWQ aacr ∆= -------(7) Donde: cafcac WWW −= y af TTIIT −=∆ )(

fcW = peso final del calorímetro (con agua fría y caliente).

aT = Temperatura del agua caliente agregada al calorímetro.

fT y caW se definieron anteriormente. Sustituyendo (7) en (6) se tiene:

)()(

)()(cvcaa

if

afacafcc WWC

TTTTCWW

C −−−

−−−=

O bien;

−+

−

−−−= )(

)()()(

cvcaif

afcafca WW

TTTTWW

Ccalorε ------(8)

Como la cantidad de calor “Q” desprendido o absorbido por el sistema en un proceso, es en general indefinido ya que depende de la trayectoria que siga el proceso, también la Capacidad Calorífica lo será, a menos que se especifiquen condiciones de Volumen o Presión constantes.

La expresión matemática que define a la Capacidad Calorífica a Volumen constante vC es la siguiente:

v

v TQC

∆

= --------(9)

Lo que significa que la Capacidad Calorífica a volumen constante es la cantidad de calor VQ suministrado al sistema en un proceso que transcurre a volumen constante, para elevar su temperatura en un grado celsius.

La VC se ha definido en términos del calor suministrado a un cuerpo bajo condiciones específicas (volumen constante, sin involucrar otras formas de trabajo) Sin embargo se puede relacionar con el incremento de energía interna porque cuando el sistema no está realizando trabajo, dW = 0 y por lo tanto

dQdU = o sea; dTdUCV = , a volumen constante.


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Del mismo modo, la Capacidad Calorífica a presión constante se define matemáticamente como:

p

p TQC

∆

= ------10)

Es decir, la Capacidad Calorífica a presión constante, es la cantidad de calor PQ suministrado al sistema en un proceso que transcurre a presión constante, para elevar su temperatura en un grado celsius.

La entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que puede intercambiar con su entorno y se representa matemáticamente de la siguiente forma:

PVUH += P se considera la presión del sistema y la forma PV es parte de la definición de la entalpía de una sustancia y no implica una restricción a gases perfectos. Cuando un sistema pasa de una condición inicial a otra final; se mide el cambio de entalpía ).( H∆

if HHH −=∆

Si un sistema absorbe calor, su entalpía aumenta y ∆H es un número positivo, pero si el sistema desprende calor, su entalpía disminuye y ∆H es un número negativo.

En un cambio de fase por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente de vaporización. También en un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante.

Estrechamente relacionada con las entalpías de evaporación y de sublimación es la entalpía de fusión.

El calor latente de fusión es la cantidad de energía en forma de calor absorbido en la fusión de 1 g de sustancia a temperatura constante. Los calores de fusión son inferiores a sus correspondientes calores de vaporización.

La entalpía de fusión es el calor absorbido cuando un mol de sólido se convierte en líquido a presión constante. Para la transición de hielo–agua tenemos:

)()( )()(

22IIiIIIfcal

OHOHfhhielo TTCCmHm −+−=∆ ------(11)

donde: fhH∆ = Entalpía de fusión del hielo


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)( IIiT = Temperatura inicial (equilibrio II) del agua )( IIIfT = Temperatura final (equilibrio III) del agua

OHC 2 = Capacidad calorífica del agua (4.184 J g-1 K-1) calC = calorε = Capacidad calorífica del calorímetro

OHm 2 = Masa total del agua agregada hielom = Masa del hielo en gramos HIPÓTESIS*. MÉTODO EXPERIMENTAL.

Determinación de la Capacidad Calorífica de un calorímetro y de la Entalpía de Fusión del hielo por Calorimetría. MATERIAL Y REACTIVOS 1 Calorímetro (termo) 1 Probeta de 100 ml 1 Parrilla 1 Termómetro. 1 Vaso de precipitados de 250 ml. 1 Balanza granataria. Agua destilada. Hielo en cubitos. ETAPAS EXPERIMENTALES. ETAPA I: DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD CALORÍFICA 1. Pese el calorímetro vacío (limpio y seco) y anote el dato )( CVW . 2. Agregue al calorímetro 250 ml de agua destilada y pese inmediatamente; anote

el dato )( caW . 3. Registre la temperatura del calorímetro cada uno o dos durante 10 minutos ó

hasta que se alcance el equilibrio térmico; anote el dato como ( iT ). Agite para alcanzar más rápidamente el equilibrio térmico.

4. En un vaso de precipitados caliente 100 ml de agua destilada a 50 ºC, anótelo como ( aT ); agréguela rápidamente al calorímetro y tápelo; péselo inmediatamente y anote el dato ( fcW ).

5. Registre la variación de la temperatura del agua en el calorímetro cada uno o dos minutos durante 10 minutos ó hasta que se alcance el equilibrio térmico;


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anote el dato como ( fT ). Agite para alcanzar más rápidamente el equilibrio térmico.

NOTA: No tire el agua del calorímetro. ETAPA II: DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE FUSIÓN DEL HIELO 1. Verifique la temperatura del calorímetro y anótela como ( )( IIiT ). 2. Agregue, lo más rápido posible, un cubo de hielo al calorímetro y tápelo.

Pese el calorímetro y anótelo como ( Wch). 3. Registre la variación de la temperatura del calorímetro durante 10 minutos ó

hasta que se alcance el equilibrio térmico; anote el dato como ( )( IIIfT ). Agite para alcanzar más rápidamente el equilibrio térmico.

RESULTADOS Y CÁLCULOS. 1. Anote sus datos experimentales en una tabla. 2. Utilice la ecuación (8) para calcular la capacidad calorífica del calorímetro 3. ¿Qué consideración termodinámica se hace al deducir la ecuación (8)? 4. Utilizando la ecuación (11) calcule la entalpía de fusión del hielo. La masa del

agua será igual a Wch - Wcv. 5. Deduzca las unidades de la calorε y de la fhH∆ por separado.

6. Calcule el porcentaje de error de la fhH∆ con respecto a el valor reportado. 7. Diga cuales fueron las posibles fuentes de error en el desarrollo de su práctica. 8. ¿En que unidades se expresan las siguientes magnitudes: calor, capacidad

calorífica y entalpía de fusión? 9. Investigue valores de capacidad calorífica para diferentes sustancias. CONCLUSIONES*. BIBLIOGRAFÍA*. COMENTARIOS*. *Aspectos propuesto por los estudiantes.


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DETERMINACION EXPERIMENTAL DEL ESTADO TERMODINÁMICO DE UN SISTEMA GASEOSO

OBJETIVOS. ∗ Medir experimentalmente los valores de las variables termodinámicas que fijan

el estado de un sistema gaseoso. ∗ Determinar experimentalmente el rendimiento (%) de una reacción química. ∗ Aplicar el método de recolección de gases por desplazamiento de agua. ∗ Aplicar de forma experimental las leyes de los gases ideales. ∗ Interpretar el carácter fenomenológico de la termodinámica. INTRODUCCIÓN.

Las condiciones termodinámicas de un sistema en estado gaseoso se define en término de cuatro propiedades macroscópicas características, a saber: presión, volumen, temperatura y composición. Para una determinada cantidad de materia, la presión, el volumen y la temperatura no son independientes entre si, sino que están relacionadas mediante una ecuación matemática denominada ecuación de estado. Evidentemente, si alguna de estas variables cambia, el estado del sistema también cambiará. HIPÓTESIS*. MATERIAL Y SUSTANCIAS

1 Frasco de 10 ml. 1 Matraz Kitasato de 500 ml. 1 Tapon de hule. 1 Bureta de 50 ml. 1 Tubo de vidrio. 1 Vaso de precipitado de 400 ml. 1 Termómetro. Tubo de hule e Hilo de coser.

Ácido sulfámico (HSO3NH2) Nitrito de sodio (NaNO2) Agua destilada MÉTODO EXPERIMENTAL.

Producción de Nitrógeno en fase gaseosa a partir de la reacción entre ácido sulfámico y

nitrito de sodio:


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NaNO2 + HSO3NH2 → NaHSO4 + N2 ↑ + H2O El equipo a usar se muestra en la siguiente figura : Bureta invertida y llena de agua Matraz Cero arbitrario Kitasato Hilo y frasco Termómetro Tubo de hule Vaso de precipitado con agua destilada Tubo de vidrio Nota: Antes de ensamblar y montar el equipo, asegúrese de que se encuentre completamente limpio y que la bureta invertida esté llena de agua destilada y ajustado su nivel a cero. ETAPAS EXPERIMENTALES. a) Pese 0.6 g de ácido sulfámico, páselo a un vaso de precipitados de 250 ml y

añada con agitación 100 ml de agua destilada para obtener una solución. b) Pese 0.4 g de nitrito de sodio, páselo a un vaso de precipitado de 150 ml, añada

40 ml de agua destilada y agite hasta disolver. c) Tome una alícuota de 25 ml, de solución de ácido sulfámico y deposítela, en el

matraz Kitasato. d) Transfiera 10 ml de la solución de nitrito de sodio al frasco de 10 ml y coloque

alrededor de cuello de este, una cuerda o un hilo de coser de aproximadamente 15 cm de longitud.

e) Baje el frasco dentro del Kitasato cuidadosamente para evitar cualquier derrame prematuro de la solución de nitrito de sodio que permita el inicio de la reacción.

f) Ajuste el tapón al matraz Kitazato y verifique que todo esté en orden. Deje un poco de hilo de tal forma que pueda caer horizontalmente el frasco.

g) Inicie la reacción, inclinando con cuidado el frasco y moviendo suavemente para evitar romper el matraz Kitasato y/o el frasco. De esta forma las dos soluciones entraran en contacto y la reacción se llevará cabo completamente.

h) Anote en su libreta la temperatura del agua del vaso y el volumen de nitrógeno producido cuando haya terminado la reacción.

i) Repita el procedimiento a partir de ﴾c), pero ahora agregue en exceso solución de ácido sulfámico (50 ml).


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j) Repita el procedimiento usando las cantidades que se emplearon en los incisos (c y d) y utilizando agua destilada a 40oC, aproximadamente.

k) La reacción considerada dura aproximadamente 6 minutos. Como el nitrógeno será colectado sobre agua, su presión de vapor deberá tomarse en cuenta en los cálculos.

RESULTADOS Y CÁLCULOS. 1. En la siguiente tabla anote los datos experimentales de cada uno de los

experimentos: No. exp.

NaNO2 (moles)

HSO3NH2 (moles)

Patm (mm Hg)

T (°C) T (K) PV(H2O) (mmHg

PN2 (mmHg)

VN2

(ml) 1 2 3

2. Calcule la cantidad de nitrógeno, en moles, formado durante los

experimentos realizados. 3. Calcule el rendimiento teórico de la reacción involucrada, a partir de

su ecuación química. 4. Calcule el rendimiento porcentual de la reacción química en los experimentos.

5. ¿Qué efecto tiene la temperatura del baño de agua, en la cantidad de nitrógeno formado? Explique.

6. Si se añade un exceso mayor de ácido sulfámico, manteniendo la misma cantidad de nitrito de sodio,¿Qué volumen de nitrógeno se formará?.Explique. 7. ¿Cuántos gramos de nitrito de sodio deberá añadirse para asegurar la

reacción completa de 0.6 g de ácido sulfámico.



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LA SOLUBILIDAD COMO FUNCIÓN DE LA TEMPERATURA OBJETIVOS: Determinar el calor diferencial de solución para el ácido benzóico en agua. INTRODUCCIÓN: El calor diferencial de solución dHS es el calor involucrado cuando un mol de s{olido se disuelve en una solución que está prácticamente saturada. Este calor se determina conociendo la solubilidad de una sustancia a diferentes temperaturas. La relación termodinámica a utilizar es una extensión de la ecuación de Clausius-Clapeyron que se deriva de la siguiente manera. Considerando un sistema en donde un sólido está en equilibrio con una solución saturada del mismo, la ecuación de equilibrio es:

sS

lS GG = ------(1)

donde: lSG o

sSG es la energía molar parcial del soluto en el líquido ó en el sólido

respectivamente.

Utilizando la definición de ii fRTddG ln= para ambas fase:

sS

lS ff = --------(2)

donde: sS

lS fóf = fugacidad molar parcial del soluto en el líquido y en el sólido

respectivamente. Expandiendo los términos de fugacidad en sus partes y tomando el estado puro del soluto en la fase respectiva como el estado de referencia para la fugacidad (convención 1), la ecuación anterior es:

s

SsS

sS

lS

lS

lS ff γγ Χ=Χ -------(3)

donde: sS

lS ó ΧΧ = fracción molar del soluto en el líquido ó en el sólido,

respectivamente.

sS

lS ó γγ = coeficiente de actividad del soluto en el líquido ó en el sólido

respectivamente.

s

Sl

S fóf = Fugacidad del soluto puro en la fase líquida ó en la fase sólida a la temperatura y presión del sistema.

Es preciso hacer algunas observaciones pertinentes. En primer lugar, el

soluto se encuentra como sustancia pura y por tal razón 1==Χ sS

sS γ y la fugacidad


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parcial se reduce a la fugacidad del soluto puro. En el caso del líquido, el soluto s no existe como líquido puro a la temperatura y presión del sistema (esto sólo sucede en la temperatura de fusión), y por eso es necesario encontrar otro estado de referencia para la fugacidad. En el presente caso es conveniente escoger el estado de referencia como la fugacidad del soluto en una solución saturada (su límite de solubilidad) por la facilidad de determinar su fracción molar o molalidad experimentalmente. Entonces, haciendo las sustituciones necesarias:

ssS

ssS

lS

ssS

lSss

S

lSl

Sl

SlS

lS

sS ff

ff

ff γγγ Χ=

Χ=Χ=

---------(4)

donde: ss

Sf = Fugacidad de una solución saturada del soluto.

ssSγ = Coeficiente de actividad de una solución saturada.

Multiplicando por RT y nuevamente aplicando la definición ii fdRTdG ln= , se obtiene otra forma de la ecuación anterior:

ss

SssS

ssS

sS

sS fRTRTGfRT lnlnln +Χ== γ ---------(5)

ssS

ssS

ssS

ssS GRTG +Χ= γln ---------(6)

ssS

ssS

ssS

sSS RTGGG γΧ=−=∆− ln ---------(7)

donde SG∆ = Energía libre diferencial de solución.

Diferenciando la ecuación (7) con respecto a la temperatura y aplicando la expresión termodinámica que relaciona el cambio de la energía libre de Gibbs con la temperatura y con la entalpía, se obtiene:

∆−=

∂

∆∂

2TH

TTG

S

P

S

--------(8)

2

lnlnRTdT

KdT

SssS

ssS ∆Η

==∂Χ∂ γ

---------(9)


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ssS

ssSSS aK Χ== γ --------10)

Al integrar la ecuación (9) y considerando )(TfS ≠∆Η se obtiene:

−∆Η=

TTTT

RKK S

S

S

´ln

´´

-------(11)

donde ´SK y SK son las solubilidades del soluto a las temperaturas T´ y T (en K)

respectivamente. HIPÓTESIS*. MATERIAL Y SUSTANCIAS: 4 Matraces erlenmeyer de 250 ml 1 Probeta de 100 ml 1 Parrilla de eléctrica 2 Termómetros 2 Baños con controlador de temperatura 1 Pipeta graduada de 25 ml 2 Vasos de precipitados de 100 ml 1 Bureta de 50 ml 2 Trozos de manguera Algodón Ácido benzóico Agua destilada Solución de NaOH 0.05 M MÉTODO EXPERIMENTAL. Uso de la solubilidad de un sólido en agua a diferentes temperaturas. ETAPAS EXPERIMENTALES. 1) Poner a trabajar los recirculadores de los baños fijando la perilla reguladora

de temperatura a 25°C y 45°C respectivamente. 2) Coloque 0,5 g de ácido benzóico en un matraz erlenmeyer de 250 ml y

agregue 100 ml de agua destilada. 3) Caliente el contenido del matraz hasta ebullición y manténgalo durante 10

minutos. Evite calentar bruscamente ya que de lo contrario se le proyectará la mezcla por la boca del matraz

4) Enfríe al chorro de agua hasta 30°C.


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26

5) Introduzca el termómetro en la mezcla del matraz y éste en el baño a 25°C. Manténgalo hasta alcanzar el equilibrio térmico (aproximadamente 30 min), agitando ocasionalmente.

6) Tome una alícuota de 25 ml de solución (por duplicado) colocando en la punta de la pipeta un tubo pequeño de hule con algodón (servirá como filtro para evitar el paso de cristales de ácido benzóico). Cada alícuota se depositará en un matraz erlenmeyer.

7) Titule cada alícuota con solución de NaOH 0.05M utilizando fenolftaleína como indicador.

8) En el segundo matraz erlenmeyer coloque 2.5 gr de ácido benzóico y 100 ml de agua destilada.

9) Calentar la mezcla a ebullición como en el caso anterior y después enfríela a 50 °C al chorro de agua.

10) Introduzca el termómetro en la mezcla y lleve el matraz al baño de 45°C. 11) Cuando alcance el equilibrio térmico tome dos alícuotas de 5 ml por separado

y titúlelas con la solución de NaOH en presencia de fenolftaleína. RESULTADOS Y CÁLCULOS. 1. Anote sus datos experimentales. 2. Determine la solubilidad del ácido benzóico para cada temperatura. Para esto

considere as≅ M (mol/l). 3. Calcule el calor diferencial de solución. 4. Deduzca por separado las unidades de ∆ΗS CONCLUSIONES*. BIBLIOGRAFÍA*. COMENTARIOS*. *Aspectos propuesto por los estudiantes


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PROPIEDADES MOLARES PARCIALES OBJETIVO.

Determinar el volumen parcial molar en una solución binaria. INTRODUCCIÓN.

Las propiedades parciales molares son de gran utilidad en el estudio de soluciones, en donde el sistema depende también de la concentración de los distintos componentes de la solución.

Para soluciones binarias, un cambio diferencial en una propiedad termodinámica X, se expresa.

2,,2

1,,1,,,,

122121

dnnXdn

nXdP

pXdT

TXdX

nTPnTPnnTnnP

∂∂

+

∂∂

+

∂∂

+

∂∂

= (1)

P y T constantes:

2,,2

1,,1

12

dnnXdn

nXdX

nTPnTP

∂∂

+

∂∂

= (2)

Siendo 21 XyX las propiedades parciales molares de X con respecto a n1 y n2 molares, se tiene:

2,,1

1

nTPnXX

∂∂

= (3)

1,,2

2

nTPnXX

∂∂

= (4)

Por lo tanto:

(5)

En general

ii dnXdX ∑= (6)

2211 nXnXdX +=


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Dado que la ecuación anterior es una función homogénea, podemos integrarla para obtener la siguiente:

2211 nXnXX += iinXX ∑= Las propiedades parciales molares (X), son propiedades intensivas y se considera que son la contribución por mol de cada constituyente al valor total de la propiedad X en el sistema en cuestión. Algunas propiedades parciales molares tienen nombres particulares, por ejemplo:

== ii LH Calor de solución de i es la entalpía parcial molar de i.

== iiG µ Potencial químico de i es la energía libre parcial molar de i. Volumen Parcial Molar

El volumen parcial molar ( )V es una propiedad que se puede determinar en el laboratorio. Se define como el cambio en volumen causado al agregar un mol de i a una cantidad muy grande de solución, de tal forma que la composición de la solución no cambia; matemáticamente se representa:

2211 nVnVV += (7)

2,,1

1

nTPnVV

∂∂

= (8)

1,,2

2

nTPnVV

∂∂

= (9)

Donde 1V se refiere al solvente y 2V .

Para una solución binaria el volumen parcial molar se puede calcular a

partir de los volúmenes específicos (inverso de las densidades) de soluciones cuya concentración se conoce. Las densidades se determinan en un picnómetro. HIPÓTESIS* MATERIAL Y SUSTANCIAS: 5 Matraces volumétricos de 100 mL 1 pipeta graduada de 5 mL


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1 pipeta graduada de 25 mL 5 pipetas volumétricas de 10 mL 1 picnómetro 1 par de guantes de hule 1 perilla 200 mL de etanol Limpiador de vidrio de laboratorio Agua destilada MÉTODO EXPERIMENTAL: Determinaciones por Densitometría DESARROLLO EXPERIMENTAL: 1. Se preparan cinco soluciones de 30, 35, 40, 45, 50% en volumen de etanol. 2. Para la determinación de las densidades se utiliza el picnómetro de la siguiente

forma:

a. Pesar el picnómetro completo ( con termómetro y tapón) seco y vacío. b. Llene el picnómetro introduciendo su termómetro, cuidando que no

existan burbujas de aire atrapado y que la solución llene todo el capilar. Coloque el tapón.

c. Pese nuevamente el picnómetro cuidando que el exterior esté completamente seco

RESULTADOS Y CÁLCULOS: 1. Anote sus datos experimentales 2. Determine las fracciones mol de etanol oleX tan , y los volúmenes específicos

de las soluciones utilizadas: mezV , oleV tan y aguaV . 3. Graficar mezV vs. oleV tan . 4. Determinar oleV tan y aguaV para los diferentes valores de etanol.


benemÉrita universidad autÓnoma de …...kilogramos (kg) y también en gramos, toneladas, libras,...

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