Pre-Informe 1,2,3,4 Fisicoquimica

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FISICOQUIMICA 
PRE-INFORMES COMPONENETE PRACTICO
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UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA 
2023
Practica No 1: Capacidad calorífica de un calorímetro y calor latente de fusión de hielo 
Marco TeóricoCalorimetría
La capacidad calorífica de un calorímetro: es la cantidad de calor que necesita absorber o ceder para variar su temperatura en una unidad. Se puede determinar mediante el método de las mezclas, que consiste en introducir una masa conocida de agua caliente en el calorímetro con agua fría y medir la temperatura final de equilibrio.
El calor latente de fusión de hielo: es la cantidad de calor que necesita transferir una unidad de masa de hielo para pasar del estado sólido al líquido a la temperatura de fusión, que es 0°C a presión atmosférica. Se puede determinar mediante el método de las mezclas, introduciendo una masa conocida de hielo en el calorímetro con agua y aplicando la ley de conservación de la energía la ley de conservación de la energía
Método de las mezclas: se basa en el principio de que el calor cedido por el agua caliente y el calorímetro es igual al calor ganado por el agua fría y el hielo, hasta alcanzar una temperatura común. Se debe tener en cuenta el calor específico del agua, que es la cantidad de calor que necesita una unidad de masa de agua para variar su temperatura en una unidad
Sistema de adquisición de datos Pasco: permite registrar la temperatura del agua en función del tiempo mediante un sensor de temperatura conectado a una interfaz y un software. Esto facilita el análisis de los datos y el cálculo de los parámetros buscados
Referencias bibliográficas
Jiménez-Carballo, C. A. (2018). Calor y calorimetría.
Atarés Huerta, L. M. (2011). Determinación del calor latente de fusión del hielo.
Capacidad calorífica del calorímetro 
Preparar el calorímetro de tal manera que el extremo del agitador y del termómetro queden a unos dos centímetros del fondo. 
Calor latente de fusión del hielo. 
Adicionar de 50 a 100 mL (el volumen depende del tamaño del calorímetro) de agua1 a temperatura ambiente. Tape y permita que ocurra el equilibrio térmico. Registre la temperatura inicial y el volumen exacto de agua
Calentar en otro recipiente una porción de agua hasta una temperatura cercana a 40 °C.
Registrar el valor exacto de la temperatura y adicione 50 o 100 mL (es importante adicionar el mismo volumen que agrego de agua en el punto b) de esta agua al calorímetro, tapando rápidamente para evitar la pérdida de calor. (Registrar el volumen del agua adicionada)
Destapar el calorímetro, retire el agua y seque perfectamente todas las partes. 
Agitar y lea la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos. 
Proceda a repetir el proceso desde el paso b al h, para obtener una réplica de los datos. 
Repita el proceso b al h por duplicado con una temperatura de 60 °C. 
Continúe leyendo la temperatura en función del tiempo hasta que ésta alcance un valor constante o presente un descenso regular durante 5 minutos. 
Calcular la capacidad calorífica del calorímetro y Graficar en el eje y, la capacidad calorífica del calorímetro, en el eje x, la temperatura de equilibrio de la mezcla.
Preparar el calorímetro de tal manera que el extremo del agitador y del termómetro queden a unos dos centímetros del fondo 
Adicionar de 50 a 100 mL (el volumen depende del tamaño del calorímetro) de agua2 a temperatura de 30 °C. Tape y permita que ocurra el equilibrio térmico. Registre la temperatura inicial y el volumen exacto de agua. 
Agitar y lea la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos. 
Agregar al calorímetro una cantidad de hielo en trozos o en cubos (aproximadamente 40 g) procurando que estén lo más seco posible. Posteriormente, tapar rápidamente para evitar la pérdida de calor. 
Continúe leyendo la temperatura en función del tiempo hasta que ésta alcance un valor constante o presente un descenso regular durante 5 minutos 
Medir el volumen del agua total del agua en el equilibrio en una probeta, y con el valor de la temperatura determinar la masa total. 
Luego se determina la masa de hielo fundida con la resta de la masa total menos la masa del agua agregada en el ítem b. y Proceda a repetir el proceso desde el paso b al g, para obtener una réplica de los datos. 
Repetir el proceso b al h por duplicado con una temperatura de 40 °C. luego determinar el calor, entalpía, entropía y energía libre de Gibbs de fusión del hielo y promediar el valor del calor de fusión y comparar con el reportado en la literatura. 
PROCEDIMIENTO
Practica No 2: Ley de Hess 
Marco Teórico
Ley de Hess
Definición: La ley de Hess se basa en que la entalpía es una función de estado, es decir, que su valor solo depende del estado inicial y final del sistema, y no del camino seguido para llegar de uno a otro.
Fundamento de la ley de Hess: La ley de Hess establece que el cambio de entalpía de una reacción química es igual a la suma algebraica de los cambios de entalpía de las reacciones parciales que la componen la ley de conservación de la energía
· Método de la ley de Hess: La ley de Hess permite calcular el calor de reacción de forma indirecta, cuando no se puede medir directamente por calorimetría, usando las entalpías de formación o las entalpías de reacción de otras reacciones conocidas.
Aplicaciones de la ley de Hess: La ley de Hess tiene muchas aplicaciones en química, como determinar la estabilidad relativa de los compuestos, predecir la espontaneidad de las reacciones, o estimar la energía almacenada en los combustibles.
Referencias bibliográficas
Pachón Rodríguez, W. R. (2014). Enseñanza y aprendizaje por investigación de conceptos de termo química (Ley de HESS).
Márquez, M. A. V. LA LEY DE HESS.
Calor de disolución del KOH(s) o NaOH(s) en agua. 
Calor de reacción para la producción de la sal acuosa a partir de base y ácidos diluidos
Prepare el calorímetro de tal manera que el extremo del agitador y del termómetro queden a unos dos centímetros del fondo. Para esta práctica debe usar el mismo calorímetro usado en la practica 1. 
Adicione 100 mL (el volumen depende del tamaño del calorímetro) de agua3 a temperatura ambiente. Tape y permita que ocurra el equilibrio térmico. Registre la temperatura inicial y el volumen exacto de agua. 
.
Agregar al calorímetro 4 g de KOH o NaOH (o el equivalente para obtener una solución 1M), teniendo el termómetro en el interior del calorímetro, Agite y lea la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos 
Prepare el calorímetro de tal manera que el extremo del agitador y del termómetro queden a unos dos centímetros del fondo 
Determinar el calor, entalpía, entropía y energía libre de Gibbs de la reacción. 
. 
Determinar el calor, entalpía, entropía y energía libre de Gibbs de la disolución de la base.
Agite y lea la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos. 
Adicionar de 50 a 100 mL (el volumen depende del tamaño del calorímetro) de HNO3 1 M o algún otro acido en el calorímetro. Tape y permita que ocurra el equilibrio térmico. Registre la temperatura inicial. 
Agite y lea la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos. 
Adicione al calorímetro 4 g de KOH o NaOH (el equivalente para preparar una solución 1 M), teniendo el termómetro en el interior del calorímetro 
Agite y lea la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos y Registrar la temperatura máxima alcanzada. 
PROCEDIMIENTO
Prepare el calorímetro de tal manera que el extremo del agitador y del termómetro queden a unos dos centímetros del fondo 
Adicione de 50 a 100 mL (el volumen depende del tamaño del calorímetro) de HNO3 1 M o algún otro acido en el calorímetro. Tape y permita que ocurra el equilibrio térmico. Registre la temperatura inicial. 
Calor de reacción para la producción de la sal acuosa.
Colocar de 100 mL KOH o NaOH el 1 M en un vaso de precipitados. Registre la temperatura inicial. Las soluciones del ácido y la base deben tener una temperaturasimilar. 
Agregar la solución de KOH o NaOH en el calorímetro. 
Agite y lea la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos. 
Agite y lea la temperatura cada 10-15 segundos, durante 5 minutos y registrar la máxima alcanzada 
Determinar el calor, entalpía, entropía y energía libre de Gibbs de la reacción. 
Repetir las partes I, II y III, para obtener una réplica de los datos. 
Determine la entalpia de reacción teórica en cada parte y compare con los datos experimentales. 
Practica No 3: Equilibrio líquido-vapor en un sistema
Binario
Marco Teórico
Equilibrio químico 
Definición: El equilibrio líquido-vapor es una condición en la que una fase líquida y una fase vapor coexisten en contacto, sin que haya cambios en sus propiedades macroscópicas. A nivel microscópico, las moléculas de ambas fases se mueven constantemente entre ellas, pero la concentración global del líquido y el vapor permanece constante.
Sistemas Binarios: Los sistemas binarios son aquellos que están compuestos por dos componentes, es decir, dos sustancias químicas diferentes que pueden formar una mezcla. Para describir el estado de un sistema binario se necesitan tres variables intensivas e independientes, como la presión, la temperatura y la fracción molar de uno de los componentes
Interpretación de los diagramas de equilibrio líquido-vapor: Los diagramas de equilibrio líquido-vapor son gráficas que muestran la relación entre la presión y la composición de un componente en la fase líquida y en la fase vapor, para un sistema binario a una temperatura constante. Estos diagramas permiten conocer las condiciones de equilibrio entre las fases y el tipo de mezcla que se forma.
Las mezclas azeotrópicas: son aquellas que tienen un comportamiento no ideal, es decir, que no siguen la ley de Raoult, que establece que la presión parcial de cada componente en el vapor es proporcional a su fracción molar en el líquido.
Referencias bibliográficas
Sandoval Martínez, M. I., Muñoz Navarro, S. F., & Martinez Jiménez, H. J. (2020). Estimación del equilibrio líquido-vapor del sistema binario acetona-cloroformo mediante el modelo termodinámico de Van Laar y Peng Robinson. Revista Ion, 33(2), 49-60.
PROCEDIMIENTO
Determinación de la temperatura de ebullición en función de la composición.
Elaboración de curva de calibración: índice de refracción vs composición o densidad vs composición.
Prepare un montaje tal como se muestra en la figura 1
Preparar por pesada las mezclas que se indican en la tabla 1 y enváselas en recipientes de vidrio con tapa hermética. Con el fin de evitar la evaporación de los componentes, abrir los recipientes solamente el tiempo necesario y trabajar siempre a una temperatura baja.
Preparar mezclas binarias que contengan 0, 20, 40, 60, 80 y 100 % v/v de uno de los componentes. La mezcla debe ser la misma que se eligió en la parte I.
Coloque en el balón 50 mL de la primera mezcla. Verifique que las uniones no tengan escapes y que el agua de refrigeración esté abierta.
Mida el índice de refracción de los líquidos puros y de las mezclas preparadas. La temperatura de las mezclas y los líquidos puros debe ser la misma en el momento de efectuar la medición. Si en el laboratorio no se cuenta con refractómetro se miden las mezclas con un picnómetro de 5 mL, previamente calibrado con agua destilada. Con la utilización del picnómetro se reporta la densidad de la mezcla.
Caliente suavemente hasta que el sistema llegue al equilibrio; esto es, que ocurra una ebullición regular y la temperatura del líquido sea constante.
Una vez alcanzado el equilibrio, registre las temperaturas de la primera gota y la última gota que cumple el volumen solicitado. Posteriormente, tome muestras pequeñas del líquido y del vapor condensado (máximo 6 mL del destilado), las cuales deben ser envasadas rápidamente en frascos de vidrio con cierre hermético.
Se construye una gráfica de composición en fracción molar (eje x) vs el índice de refracción o densidad (eje y). Esta grafica servirá para indicar la composición del residuo y destilado en cada mezcla.
Permita que las muestras tomadas de líquido y vapor se aclimaten y mida el índice de refracción o la densidad. Asegure que la temperatura de estas muestras es la misma a la cual se efectuaron las medidas para la elaboración de la curva de calibración
Se repite la secuencia anterior para todas las mezclas del ítem b, no es necesario lavar el material de vidrio después de la determinación de la temperatura de ebullición, se puede dejar que se evapore el líquido adherido a la pared de matraz antes de agregar otra disolución.
Interpole en la curva elaborada, los valores de índice de refracción o densidad de las muestras de líquido y vapor condensado para hallar su composición.
Practica No 4: Diagrama de solubilidad del sistema liquido ternario
Marco Teórico
Diagrama de solubilidad del sistema liquido ternario.
Definición: Un diagrama de solubilidad muestra las concentraciones de los componentes de una mezcla que forman una sola fase o dos fases líquidas a una temperatura determinada. Un sistema líquido ternario tiene tres componentes, como agua, tolueno y ácido acético
Representación: Para representar un sistema líquido ternario, se usa un diagrama triangular, donde cada vértice corresponde al 100% de un componente y cada lado representa una mezcla binaria. Un punto dentro del triángulo indica la composición de una mezcla ternaria
· Curva de solubilidad y región bifásica: La curva de solubilidad es la línea que separa la región monofásica de la región bifásica en el diagrama. Esta curva depende de la temperatura y muestra las concentraciones mínimas de cada componente para formar una sola fase líquida.
Determinación de la composición de cada fase: Para determinar la composición de cada fase en un sistema bifásico, se traza una línea de unión que pasa por el punto que representa la mezcla. Esta línea corta a la curva de solubilidad en dos puntos, cuyas coordenadas corresponden a las fracciones molares de cada fase
Referencias bibliográficas
Obradors, F. T. (1982). Predicción del comportamiento de sistemas ternarios de solubilidad líquido/líquido (Doctoral dissertation, Universitat Politècnica de Catalunya (UPC)).
Determinación de la curva de solubilidad.
Determinación de las rectas de reparto
Dispónganse tres buretas con ácido acético, triclorometano o acetato de etilo y agua. Lea el dato de densidad de cada sustancia y anótelos. 
Prepare cinco matraces y séquelos completamente. Vierta sobre los matraces (utilizando las buretas), 1.0, 2.5, 3.5, 5.0, 7.5 y 9.0 mL de triclorometano o acetato de etilo, respectivamente y añada posteriormente, ácido acético glacial hasta completar 10 mL en cada muestra.
Realice los cálculos pertinentes para obtener el número de gramos de cada componente en la mezcla turbia. Los cálculos del cambio mL a gramos se debe reportar en la tabla 2.
En el matraz que contiene 1.0 mL de triclorometano o acetato de etilo añada agua destilada gota a gota desde la bureta correspondiente, agitando durante todo el proceso hasta que la solución homogénea se vuelva turbia de modo permanente.
Con la masa anterior calcule el porcentaje en masa de cada componente en la mezcla. Los datos se reportan en la tabla 3.
Empleando las buretas como antes, prepare exactamente en dos embudos de decantación limpios y secos, dos mezclas con los volúmenes indicados en la siguiente tabla.
Tape ambos embudos, agítelos durante unos 15 minutos y déjelos reposar otros 15 minutos.
Pese exactamente cuatro Erlenmeyer y numérelos. Estos recipientes deben utilizarse para cada separada en los embudos de decantación.
Separe las capas en dos matraces, operando del siguiente modo. Abra la llave del embudo y vierta el contenido de la capa inferior, teniendo cuidado de cerrar la llave antes de acceder a la interface. Deseche la región inmediatamente anterior y posterior a la interface. Añada la fase superior sobre un segundoErlenmeyer. 
Vuelva a enrasar la bureta de agua y proceda de forma análoga con las muestras restantes, anotando los volúmenes de agua consumidos. Anote el volumen de agua añadido en la tabla 1
Realice los cálculos pertinentes para obtener el número de gramos de ácido acético en cada capa, así como los porcentajes en peso de este componente.
PROCEDIMIENTO
Repita los pasos de e a g, para tener reproducibilidad de los datos
Valore el ácido de cada muestra con la solución de NaOH 1N usando fenolftaleína como indicador. Anote el volumen de hidróxido gastado.
Calcule por diferencia los pesos de estos volúmenes y registre los datos.
Lleve unos 3 mL de cada capa a un Erlenmeyer (previamente tarado y numerado) y vuelva a pesar.
Con los datos obtenidos en la tabla anterior, represente en el diagrama triangular los puntos de la curva solubilidad. Tenga en cuenta para la construcción el diagrama reportado en el anexo de la guía.
Variación de la concentración de peróxido de hidrogeno o yoduro de potasio, con cantidad de ácido (60 mL) y tiosulfato constante (20 mL).
8. Repetir los pasos 3 a 7, son los valores de la siguiente tabla:
	Experimento
	Masa KI (g)
	V agua para KI (mL)
	V peróxido (mL)
	V agua agregada al final (mL)
	V total de la solución reactiva
	Tiempo de reacción (seg)
	1
	10
	20
	50
	0
	150
	42
	2
	20
	20
	50
	150
	300
	40
	3
	40
	20
	50
	450
	600
	36
	4
	10
	20
	50
	0
	150
	43
	5
	10
	20
	100
	100
	300
	39
	6
	10
	20
	200
	300
	600
	38
Calcular el orden de la reacción y la constante de velocidad, ¿Qué puede concluir de los resultados?, ¿Qué compuesto afecta más la reacción química?
Variación de la cantidad de ácido.
9. Repetir los experimentos de la tabla 8, cambiando el volumen de agua por el volumen de ácido.
	Experimento
	Masa KI (g)
	V agua para KI (mL)
	V peróxido (mL)
	V de ácido agregado al final (mL)
	V total de la solución reactiva
	Tiempo de reacción (seg)
	1
	10
	20
	50
	0
	150
	Sin reacción
	2
	20
	20
	50
	150
	300
	43
	3
	40
	20
	50
	450
	600
	35
	4
	10
	20
	50
	0
	150
	Sin reacción
	5
	10
	20
	100
	100
	300
	42
	6
	10
	20
	200
	300
	600
	44
Calcular el orden de la reacción y la constante de velocidad, ¿Qué puede concluir de los resultados?, ¿La cantidad de ácido afecta la reacción química?, ¿el ácido que papel cumple en la reacción química?
Variación de la cantidad de tiosulfato.
10. Repetir los experimentos de la tabla 8, agregando 0.25 g en el experimento 1 y 4, 0.75 g en el experimento 2 y 5, 1.5 g en el experimento 3 y 6.
	Experimento
	Masa KI (g)
	V agua para KI (mL)
	V peróxido (mL)
	V de agua agregada al final (mL)
	V total de la solución reactiva
	Tiempo de reacción (seg)
	1
	10
	20
	50
	0
	150
	42
	2
	20
	20
	50
	150
	300
	43
	3
	40
	20
	50
	450
	600
	152
	4
	10
	20
	50
	0
	150
	42
	5
	10
	20
	100
	100
	300
	90
	6
	10
	20
	200
	300
	600
	254
F
ISICOQUIMICA 
 
PRE
-
INFORMES COMPONENETE PRACTICO
 
 
PRESENTADO A:
 
 
 
PRESENTADO POR:
 
 
 
Código:
 
 
 
Grupo: 
 
 
 
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA 
 
2023
 
 
 
FISICOQUIMICA 
PRE-INFORMES COMPONENETE PRACTICO 
 
PRESENTADO A: 
 
 
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UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA 
2023