Manual LI 2

INSTITUTO TECNOLÓGICO DE AGUASCALIENTES

DEPARTAMENTO DE INGENIERÍA QUIMICA

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA

LABORATORIO INTEGRAL II

ALUMNO: ______________________________

No. Control: ______________________________

Calificación: ___________________

MANUAL DE PRÁCTICAS

AGOSTO DE 2015

Índice general

Caracterización de la asignatura. III

Intención didáctica. IV

Objetivo general del curso V

Temario VI

I Encuadre. 1

1. Análisis estadísticos de los datos termodinámicos 3

2. Preparación de soluciones 10

3. Valoración de soluciones 16

II Equilibrio Físico. 23

1. Cálculo del Equivalente en Agua del calorímetro. 25

2. Determinación de la capacidad calorífica en sólidos. 29

3. Presión de vapor 34

4. Propiedades molares parciales 41

5. Elaboración de diagrama de concentracion vs índice de refracción 48

6. Elaboración de diagramas de equilibrio − − 53

7. Determinación experimental de un diagrama de equilibrio para líqui-

dos parcialmente miscible (fenol-agua) 58

8. Coeficiente de Reparto 63

i

II ÍNDICE GENERAL

9. Diagrama de equilibrio ternario del sistema Tolueno-Agua-Ácido acéti-

co 67

10.Determinación de pesos moleculares: Método de la disminución del

punto de congelación. 73

III Equilibrio, Cinética Química y Electroquímica. 77

11.Obtención de la constante de equilibrio químico 79

12.Efecto de la temperatura en el equilibrio químico 83

13.Efecto de la concentración en el equilibrio químico 89

14.Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción. 94

15.Determinación del orden de una reacción 98

16.Determinación de los parámetros cinéticos utilizando el método difer-

encial, saponificación de acetato de etilo 105

17.Estudio cinético de la reacción entre violeta cristal e iones hidroxilo.112

18. Estudio cinético de la decoloración de la fenolftaleína en medio bási-

co. 120

IV Reactores Químicos. 130

Caracterización de la asignatura.

Esta asignatura aporta al perfil del Ingeniero Químico la capacidad para aplicar leyes

y principios de físico química y reactores químicos para obtener datos experimentales

que le permita comprobarlas o establecer la validez de los mismos; así como la operación

y mantenimiento de los equipos que se utilizan en cada sesión de práctica; esto conlleva

a la sensibilidad y conocimiento para el uso adecuado de los instrumentos, equipos de

laboratorio, consumo eficiente de energía y conservación del medio ambiente.

El curso aplica los conocimientos adquiridos en las materias de Físico Química I y

II así como la de Reactores Químicos; por lo que los temas involucrados se consideran

en este programa.

Esta materia capacita al estudiante en el trabajo experimental que habrá de realizar

en la empresa o donde se desarrolle como profesional, por lo que su desempeño en la

planeación, ejecución y aplicación de resultados obtenidos en la experimentación es

importante.

iii

Intención didáctica.

El contenido del temario se agrupa en tres unidades; la primera como equilibrio

físico que corresponde al curso de Físico Química I, la segunda unidad denominada

equilibrio químico, cinética y catálisis de la materia de Físico química II y la tercera

unidad como reactores correspondiente a la materia de Reactores Químicos

La distribución de este contenido temático permitirá al estudiante integrar y desar-

rollar competencias acordes con la realidad de la empresa, donde no operará un equipo

en particular sino un conjunto de equipos que lo llevan a obtener un producto. La

materia prima a utilizar en el desarrollo de la experimentación pueden ser productos

naturales que se obtengan en su entorno.

Es importante que el alumno con base a las capacidades adquiridas anteriormente

en otros cursos los aplique y de ésta manera se cumpla con la integración de los

conocimientos adquiridos lo que le permitirá vislumbrar que sus conocimientos son

útiles en el desempeño profesional, independientemente de la utilidad que representa

en la investigación y en otras materias posteriores.

En el curso se requiere encauzar actividades prácticas para el desarrollo de habili-

dades para la experimentación, tales como: Planeación, identificación, manejo y control

de variables y datos relevantes; planteamiento de hipótesis; trabajo en equipo; asimis-

mo, propicien procesos intelectuales como inducción-deducción y análisis-síntesis con

la intención de generar una actividad intelectual compleja.

La materia al ser integradora debe incluir en la planeación: seguridad y prevención de

accidentes, análisis de datos experimentales, administración de recursos, minimización

y manejo de residuos así como trabajo colaborativo presentación de resultados, comu-

nicación efectiva y lectura en otros idiomas.

La lista de actividades de aprendizaje no es exhaustiva, se sugieren las necesarias

para hacer más significativo y efectivo el aprendizaje.

En las actividades de aprendizaje sugeridas, generalmente se propone la formal-

ización de los conceptos a partir de experiencias concretas; se busca que el alumno

tenga el primer contacto con el concepto en forma concreta ya sea a través de la ob-

servación, la reflexión y la discusión que se dé la formalización; la aplicación de los

resultados obtenidos experimentalmente.

iv

Objetivo general del curso

Planear y desarrollar experimentos para la obtención de datos y su interpretación que

permitan la comprobación de las teorías y leyes de la Físico Química I, II y de Reactores

Químicos y así comprobar los fenómenos involucrados, en un ambiente controlado de

laboratorio.

v

Temario

Unidad Temas Subtemas

1 Equilibrio físico 1.1. Presión de vapor

1.2. Propiedades parciales molares de

mezclas binarias

1.3. Diagramas de equilibrio de fases

1.4. Coeficientes de actividad en mezclas

binarias no ideales

1.5. Ley de Nerst

1.6. Diagrama ternario y líneas de reparto

1.7. Punto eutéctico

1.8. Masa molar aplicando propiedades

coligativas

1.9. Prácticas adicionales (optativas)

2 Equilibrio Químico, 2.1. Constante de equilibrio químico en

Cinética sistemas homogéneos

y electroquímica 2.2. Generación de datos cinéticos de una

reacción química

2.3. Métodos para la determinación de la

velocidad de reacción

2.4. Velocidad con respecto a la

concentración y el tiempo

2.5. Ecuación de Arrhenius

2.6. Electroquímica


3 Reactores químicos 3.1. Operación de un reactor

ideales 3.2. Parámetros de diseño de un reactor

3.3. Reacción catalizada


vi

Parte I

Encuadre.

1

2

(hoja dejada en blanco intencional)

Encuadre 1

Análisis estadísticos de los datos

termodinámicos

1.1. Objetivo de aprendizaje

Aprender el correcto uso de las herramientas estadísticas en la interpretación de los

datos termodinámicos, tales como presión, temperatura y volumen.

1.2. Introducción

Medición: Este proceso implica elegir una unidad de medida (metro, milímetro,

kilometro, o año luz, en caso de longitudes) y de poder determinar cuántas de estas

unidades están comprendidas en la cantidad a medir.

Lectura de un Instrumento:

Apreciación de instrumento: La menor división de la escala de un instrumen-

to, en el caso de una regla graduada en centímetros (cm) un (1) milímetro. La

apreciación del instrumento solo depende de la escala.

Errores de Medida: Una investigación experimental nunca estará exenta de

errores, a los que se les llama error experimental

Error Experimental: En la medida en que se minimice la presencia del error

experimental en el desarrollo del experimento, mayor confiabilidad tendrán los

resultados y conclusiones que de él se deriven. Existen varios tipos de errores que

ocurren al efectuar cualquier medición y se clasifican en dos grandes categorías:

3

4 1. Análisis estadísticos de los datos termodinámicos

Errores Casuales: Como se ha señalado, a pesar de realizar las medidas con el

mismo instrumento y con el mayor cuidado posible, si se repite se obtienen valores

ligeramente distintos entre sí. Esto no se deriva del producto del descuido, pero

sí de la interacción del observador con el instrumento de medida, durante el cual

tiene que seguir unos pasos en los cuales su reacción en uno u otro sentido.

Errores Sistemáticos: Estos son errores que siempre afectan la medida en un

mismo sentido, son debidos a fallas en los instrumentos o a un procedimiento

de medida defectuoso. El instrumento puede estar defectuoso pero aun así si se

da cuenta de la existencia de este error se pueden corregir las medidas ya que

el efecto sobre ellas es constante. Estos errores son fáciles de detectar y corregir

consecuentemente el procedimiento de medición, por ejemplo, calibrando mejor

los aparatos antes de realizar la medida.

Valor Medio o Media¡¢: Sea la cantidad a medir, , el valor verdadero

de esa cantidad. Ese valor no se conoce siempre pero se puede tomar como el valor

que se ha determinado con instrumentos que sean muchos más precisos del que se

tenga a disposición, por ejemplo, en el caso de la determinación de la aceleración de la

gravedad g, hay valores muchos más precisos que los que se determinan en este curso y

el cual se puede tomar como . Si se hace veces se van a obtener resultados para

(1 23 ), y esto permite el cálculo de los promedios aritméticos

de los medidos:

=1 +2 +3 + +

(1.1)

Si es grande se puede demostrar que es un valor mucho más cercano a que

cualquier otro valor tomado al azar. Por consiguiente la mejor manera de proceder

para acercarse lo más posible al valor es:

Realizar un número, grande de mediciones de , y mientras más grande mejor.

Realizar el promedio de acuerdo a la ecuacion 10.1.

Tomar este valor medio, , como el resultado de la medida.

Si se conoce el valor de la diferencia va a ser igual al resultado de − que es

el error de la medida, recordando que no siempre se conoce el valor verdadero de .

Desviación Estándar de una Serie de Medidas o de la Muestra () Otra

cantidad de mucha utilidad en el laboratorio y en el proceso de medida, es la desviación

estándar de una serie de medidas que cuantifica la dispersión de las medidas alrededor

de un valor promedio cuando las medidas están distribuidas según una curva de Gauss


o curva en campana, la desviación estándar de la muestra se define como:

=

2

vuuuutX=1

¡ −

¢2− 1 (1.2)

El término 2 conocido como varianza también es utilizado pero en química se refiere

el valor de debido a que presenta las mismas unidades que el dato experimental.

Desviación Estándar de la Media (): Queda solo por determinar el valor

del valor medio de la cantidad medida que será el error de la observación o medida

efectuada, es decir que el error deberá figurar en el resultado final de su observación,

la desviación estándar de la media se representa de la siguiente forma:

=2√

(1.3)

Se conseja para una mejor precisión disminuir lo más posible la desviación estándar,

usando para ellos los mejores instrumentos, tratando así de disminuir los errores en vez

de proponerse hacer un gran número de mediciones de baja calidad.

En resumen, si se tiene una serie de medidas de la misma cantidad, y en las

mismas condiciones, la manera de proceder si es grande es:

1. Realizar una tabla con medidas y la estimación de su lectura.

2. Calcular el promedio resultado de la medidas de ,es decir .

3. Calcular la desviación estándar .

4. Calcular la desviación estándar de la media e indicar su resultado con el

numero de cifras significativas limitado por el error, la desviación estándar de la

media y las unidades apropiadas, ejemplo:

± = (45689± 005)

Método de los Mínimos Cuadrados: Es un método utilizado para determinar

la ecuación de ajuste de una recta para una serie de puntos dispersos, el objetivo de

este método es de poder determinar las constantes de la ecuación de la recta. Se sabe

que la ecuación de la recta es la siguiente:

= +


Donde: es pendiente de la recta; es ordenada al origen; es la variable independiente

y es la variable dependiente. Para el calculo de las constantes de la ecuación se emplea:

=P()−

P ∗

P

P

2 − (P

)2

(1.4)

=

P −

P

(1.5)

1.3. Desarrollo experimental

1.3.1. Materiales y reactivos

Material

Manómetro de vidrio Termómetro

Probeta Soporte universal

Vaso de precipitados de 500 ml. Pinzas

Cronómetro

Reactivos

Agua destilada Mercurio

1.3.2. Procedimiento

1. Llene el manometro con mercurio, sujete con una pinza una de las ramas del

manometro y permita que el mercurio se tome la misma altura en las dos ramas.

En una de las ramas del manómetro agrege la suficiente agua para tener una

columna de dos centimetros de agua, mida la diferencia de altura de las columnas

de mercurio en las dos ramas, . Repita este procedimiento cinco veces más,

registrando la la diferencia de alturas en cada uno de estos casos, calcule el

incremento de altura, ∆, mediante la siguiente expresión:

∆ = − −1

y complete la siguiente tabla:

No. cm de agua ∆

0 0

1 2

2 4

3 6

4 8

5 10


2. Llene el vaso de precipitado con aproximadamente 500 ml agua, medir la temper-

atura inicial, la cual se registrará como la temperatura al tiempo cero; posterior-

mente caliente el agua con la parrilla durante 20 minutos, midiendo su temper-

atura cada 2 minutos. Tenga la precuación de permitir que la parrilla se caliente

previamente para que el calor sea homogéneo. Registar los datos obtenidos en la

siguiente tabla.

Tiempo temperatura

0 min

2 min

4 min

6 min

8 min

10 min

Tiempo temperatura

12 min

14 min

16 min

18 min

20 min

22 min

3. Llene la probeta con agua, con el mismo flujo de agua que sale de la llave, midi-

endo el tiempo que tarda en llenarse. Cuide que la llave siempre tenga el mismo

grado de apertura en todos los experimentos, prefiera un flujo lento que le per-

mita llenar la probeta de forma controlada. Realice las mediciones 10 veces. Con

los datos obtenidos complete la siguiente tabla:

No. Tiempo

1

2

3

4

5

No. Tiempo

6

7

8

9

10

1.4. Resultados

A partir de los datos experimentales obtenidos en la actividad 1 calcular el prome-

dio, , la desviación estándar, . y la desviación estándar de la media . Con

los resultados anteriores complete la siguiente tabla:

Experimento promedio desviación estándar () desviación estándar de la media ()

1


Con los datos obtenidos del experimento 2 obtenga la ecuación de la recta por

el método de regresión, para los datos tiempo vs temperatura. Con la ecuación

encontrada determine los valores de temperatura al cabo de 4.25, 6.25 y 8.5

minutos. Reporte sus resultados a continuación:

a) Ecuación de la recta:

b) Coeficiente de correlación:

c) Valores estimados de temperatura, reportar en la siguiente tabla.

Experimento tiempo temperatura

2 4.25 min

2 6.25 min

2 8.25 min

Con los datos del experimento 3, calcule el flujo volumétrico y complete la sigu-

iente tabla:

No. Flujo volumétrico

1

2

3

4

5

No. Flujo volumétrico

6

7

8

9

10

Reporte adicionalmente:

a) Volumen de la probeta empleada

Realice un análisis estadístico con el flujo volumétrico calculado con los datos de

la actividad 3 y determine: media, desviación estándar y desviación media.

Experimento promedio desviación estándar () desviación estándar de la media ()

3


1.5. Conclusiones

1.6. Bibliografía

Encuadre 2

Preparación de soluciones


Saber preparar soluciones e interpretar de forma adecuada las distintas formas que

se utilizan para representar la concentracion.

2.2. Introducción

Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes, llamándose

disolvente al que está en mayor proporción y soluto al que está en menor proporción.

Las distintas formas de expresar la relación entre las cantidades de soluto y disol-

vente se llama concentración y se puede expresar de diversas formas; como los son el

porcentaje en porcentaje masa o peso (% ), molaridad () y normalidad ().

Las expresiones de estas concentraciones, con respecto a la masa y el volumen, pueden

se expresadas como:

% =masa del soluto

masa de la disolución∗ 100% (2.1)

=

()=moles de soluto

litros de solución(2.2)

=

()=número de equivalentes de soluto

litros de solución(2.3)

Para el caso de la normalidad es necesario ampliar su definición, para explicar el

concepto de numero de equivalentes:

=()

=gramos de soluto

peso equivalente(2.4)

10


=

=peso molecular del soluto

número de sustituyentes del soluto(2.5)

El número de sustituyentes dependerá del tipo de soluto, se manejan solo tres tipos

de soluto: ácido, base o sal. Una vez seleccionado el tipo de soluto se puede utilizar la

siguiente tabla para determinar el número de sustituyentes:

tipo de soluto sustituyente ejemplo número de sustituyentes

ácido H HCl 1

H2SO4 2

H3PO4 3

base OH NaOH 1

Mg(OH)2 2

Al(OH)3 3

sales carga de catión Na+1Cl−1 1

Na+22 S2O−23 2

Cu+3AsO−34 3

Las disoluciones más comunes que se utilizarán son disoluciones de sólido en líquido

y de líquido en líquido. Para prepararlas se seguirán los siguientes pasos:

1. Disoluciones de sólido en líquido

Realizar los cálculos necesarios para determinar la cantidad de soluto, teniendo

en cuenta las condiciones del mismo (pureza, agua de cristalización, etc.).

Sacar una cantidad aproximada al utensilio que se vaya a utilizar para realizar

la pesada (vidrio de reloj, vaso de precipitados), teniendo siempre en cuenta las

medidas de seguridad y prevención que figuran en la etiqueta del producto.

Proceder a la pesada de la sustancia y recordar que, una vez utilizada, la balanza

debe quedar completamente limpia.

Añadir disolvente hasta 2/3 del volumen total de la disolución a preparar.

Agitar la disolución hasta su disolución y pasarla a un matraz aforado de la

misma capacidad que el volumen de disolución que se tiene que preparar.

Lavar con el disolvente el recipiente utilizado para la disolución y pasar el con-

tenido al matraz aforado, completando hasta el enrase con más disolvente.

Etiquetar el matraz indicando la fórmula del compuesto, concentración y fecha

de preparación.

12 2. Preparación de soluciones

2. Disoluciones de líquido en líquido

Realizar los cálculos necesarios para determinar el volumen de disolución original

a tomar, teniendo en cuenta las características de la misma (pureza, densidad,

etc.).

Pasar un volumen aproximado de la misma a un recipiente limpio y con ayuda

de una pipeta coger el volumen necesario y pasarlo al matraz aforado.

Añadir el disolvente hasta el enrase y agitar la disolución.

Etiquetar el matraz indicando la fórmula del compuesto, concentración y fecha

de preparación.

Cuadro 2.1: Formas adecuada e inadecuada de aforar una solución

3. Medida de volúmenes de líquidos

La medida de volúmenes, operación muy frecuente en el laboratorio, puede realizarse

con diferentes utensilios (probetas, buretas, etc) en función de la precisión y exactitud

deseadas. Según estos criterios, se puede establecer una clasificación:


Cuadro 2.2: Clasificación de materiales para la medición de líquidos



Material

Pipetas Vaso de precipitados

Bureta Vidrio de reloj

Matraz aforado de 100 ml Agitador de vidrio

Reactivos

Hidróxido de sodio Agua destilada

Ácido clorhídrico

14 2. Preparación de soluciones


1. Preparar 100 ml de una disolución 1 M de ácido clorhídrico a partir de una

disolución de ácido clorhídrico comercial del 35% de pureza y una densidad de

1.08 g/ml.

2. Preparar 100 ml de una disolución 0.1 M de hidróxido sódico.

3. A partir de las soluciones preparadas anteriormente preparar dos disoluciones

más diluidas:

a) 100 ml de una disolución 0.1 M, a partir de la solución de ácido clorhídrico

b) 100 ml de una disolución 0.01 M, a partir de la solución de hidroxido de sodio.

2.4. Resultados

Reporte las masa empleadas para las soluciones madre del hidróxido de sodio y

el ácido clorhídrico.

ácido clorhídrico hidróxido de sodio

masa empleda, gr

Reporte el volumen empleado de ácido clorhídrico.

ácido clorhídrico

volumen utilizado, ml

Reporte el volumen empleado para preparar las alicuotas de 0.1 M y 0.01 M.

alicuota de 0.1 M alicuota de 0.01 M

volumen utilizado, ml


2.5. Conclusiones

2.6. Bibliografía

Encuadre 3

Valoración de soluciones


Determinar la concentración exacta de una solución de ácido clorhídrico e hidróxido

de sodio mediante el procedimiento de valoración de soluciones.

3.2. Introducción

3.2.1. Volumetría de neutralización.

En numerosos análisis químicos es necesaria la utilización de soluciones ácidos y

bases fuertes de concentraciones conocidas. La concentración de dichas soluciones puede

determinarse por medio de titulaciones o valoraciones de neutralización.

La titulación o valoración es la operación básica de la volumetría, mediante la cual

se agrega solución patrón o un peso exacto de reactivo puro disuelto a la muestra que

se analiza, hasta que se completa la reacción.

Se considera que una titulación de neutralización o valoración ácido - base termina

cuando el número de equivalentes del ácido es igual al número de equivalentes de la

base, momento en el cual se alcanza el punto de equivalencia de la reacción.

El punto de equivalencia de la titulación es un concepto teórico; la estimación prác-

tica de su valor se conoce como punto final.

Para las titulaciones ácido - base, los dos métodos más comunes para la determi-

nación de los puntos finales son el empleo de indicadores coloreados (volumetría) o el

uso de un pH-metro para controlar el pH de la solución en función del volumen del

titulante agregado (potenciometría).

16


3.2.2. Preparación de soluciones de HCl.

El ácido clorhídrico se usa frecuentemente en los análisis volumétricos de neutral-

ización porque sus soluciones diluidas son estables y porque se puede utilizar en pres-

encia de la mayoría de los cationes sin que ocurran reacciones de precipitación. Las

soluciones patrón de HCl se preparan diluyendo ácido clorhídrico concentrado calidad

reactivo.

Valoración de las soluciones de HCl.

Como el HCl no es un patrón primario se hace necesario valorarlo para conocer

su concentración exacta. El carbonato de sodio anhidro se emplea comúnmente para

estandarizar soluciones de HCl. La reacción de neutralización es:

2HCl+Na2CO3 −→ 2NaCl+H2CO3

3.2.3. Preparación de soluciones de NaOH.

El hidróxido de sodio tanto en solución como en estado sólido reacciona con el

dioxido de carbono atmosférico produciendo carbonato de sodio según la reacción:

CO2 + 2NaOH −→ Na2CO3 +H2O

Existen diversos métodos para la preparación de soluciones de NaOH excentas de

carbonato. El método más utilizado aprovecha la poca solubilidad del carbonato de

sodio en concentraciones altas de hidróxido de sodio. El carbonato de sodio formado

se elimina por filtración o centrifugación.

Las soluciones de hidróxido de sodio se deben preparar en agua a la que previamente

se le ha eliminado el CO2; para ello se debe hervir durante algunos minutos el agua

destilada; una vez fría se le añade el hidróxido de sodio.

Para impedir el acceso de CO2 del aire se guarda la solución en un recipiente pro-

visto de cal sódica. En caso de no utilizar cal sódica, un frasco de polietileno cerrado

herméticamente producirá la suficiente protección durante una o dos semanas.

Valoración de soluciones de NaOH.

La solución básica se valora con un tipo primario como son los ácidos débiles, el ácido

oxálico, ftalato ácido de potasio (KHP), ácido benzóico o yodato ácido de potasio.

La reacción de neutralización que ocurre entre el NaOH y el ácido oxálico es:

18 3. Valoración de soluciones

H2CO4 + 2 NaOH −→ Na2CO4 + 2 H2O



Material

1 matraz aforado de 100 ml 2 matraces erlenmeyer de 250ml

1 matraz aforado de 500 ml 1 matraz erlenmeyer de 500ml

1 bureta de 25 ml 1 vaso de precipitados de 600ml

1 probeta de 100 ml 1 vaso de precipitados de 100 ml

1 pipeta de 25 ml 1 embudo

1 pipeta de 1ml 2 frascos de polietileno de 500ml

Reactivos

ácido clorhídrico agua destilada

carbonato de calcio fenolftaleína

hidróxido de sodio naranja de metilo

ácido oxálico


Tratamiento previo de los reactivos

1. El carbonato de sodio y el ácido oxálico deben ser secado durante 2 horas a 100◦C y enfriado en un desecador durante 24 hrs.

Preparación y valoracion de soluciones de ácido clorhidrico.

1. Prepare 100 ml de una solución de ácido clorhídrico con una concentración de 0.1

N.

2. Pese en un vidrio de reloj, con aproximación a la décima de mg, 0.11g de Na2CO3

y transládelos a un erlenmeyer de 250ml y disuélvalos en 50 ml de agua destilada

(medido con un matraz volumetrico o una bureta) y añada 2 gotas de metil

naranja.

3. Lave una bureta con agua destilada; para el enjuague final utilice aproximada-

mente 5 ml de la solución preparada de HCl; posteriormente llene la bureta con


la solución de HCl y adicione el ácido al erlenmeyer que contiene el carbonato

de sodio, hasta que vire el color de la solución de amarillo a rojo. Realice esta

actividad dos vez más.

4. En la siguiente tabla registre el volumen empleado de la solución de ácido HCl.

Experimento Volumen de HCl, ml

1

2

3

Preparación y valoracion de soluciones de hidróxido de sodio.

1. Hierva durante tres minutos en un vaso de precipitados 500 ml de agua destilada;

retire el recipiente del fuego, tápelo con un vidrio reloj y enfríe a temperatura

ambiente.

2. Pese en una cápsula de porcelana 4 gr de NaOH y transfieralos con la ayuda de

un embudo y de una piseta a un matraz volumétrico de 500 ml que contenga

aproximadamente 200 ml de agua destilada hervida y fría. Disuelva la solución;

complete el volumen con el agua destilada hervida y fría y homogenice.

3. Pese 2.5214 gr de ácido oxálico en un vidrio de reloj e introdúzcalo con la ayuda

de un embudo y de una piseta, en un matraz volumétrico de 100 ml que contenga

aproximadamente 30 ml de agua destilada; disuelva el soluto y afore; homogenice

la solución.

4. Deposite en un matraz de erlenmeyer, 25ml de la solución preparada de ácido

oxálico; agregue tres gotas de fenolftaleína.

5. Lave una bureta con agua destilada; para el enjuague final, utilice aproximada-

mente 5 ml de la solución preparada de NaOH y adicione la base al erlenmeyer

que contiene el ácido oxálico, hasta que una gota de la base coloree la solución de

rosa pálido que persista por lo menos 30 segundos. Repita este procedimiento dos

vez más y registe los mililitros gastados de la solución de NaOH en la siguiente

tabla:


Experimento Volumen de NaOH, ml

4

5

6

3.4. Resultados.

A partir de los datos experimentales obtenidos para el carbonato de calcio, com-

plete la siguiente tabla:

Experimento masa del carbonato de calcio, gr normalidad de la solución de Na2CO31

2

3

Con los valores de mililitros gastados de HCl, calcule la concentración para cada

experiemnto y escriba sus resultados en la siguiente tabla:

Experimento Normalidad de la solución de HCl

1

2

3

Con los valores de las normalidades calculadas para cada uno de los experimentos

para el ácido clorhídrico obtenga el valor promedio y la desviación estándar y

escriba sus resultados en la siguientes tabla.

Normalidad promedio del HCl desviación estándar desviación estándar de la media

A partir de los datos obtenidos para el ácido oxálico calcule la concentración de

la solución elaborada y complete la siguiente tabla:

Con los valores de mililitros gastados de NaOH y la concentración calculada para

el ácido oxálico, calcule la concentración para cada experimento y escriba sus

resultados en la siguiente tabla:


masa empleada de ácido oxálico, gr normalidad de la solución de H2C2O4

Experimento Normalidad de la solución de NaOH

4

5

6

Con los valores de las normalidades calculadas para cada uno de los experimentos

para el hidóxido de sodio obtenga el valor promedio y la desviación estándar y

escriba sus resultados en la siguientes tabla.

Normalidad promedio del NaOH desviación estándar desviación estándar de la media

3.5. Conclusiones

3.6. Bibliografía



Parte II

Equilibrio Físico.

23

24


Práctica 1

Cálculo del Equivalente en Agua

del calorímetro.


Determinar el equivalente en agua de un calorimetro.

1.2. Introducción

Al mezclar dos cantidades de líquidos a distinta temperatura se genera una trans-

ferencia de energía en forma de calor desde el más caliente al más frío. Dicho tránsito

de energía se mantiene hasta que se igualan las temperaturas, cuando se dice que ha

alcanzado el equilibrio térmico.

La cantidad de calor Q que se transfiere desde el líquido caliente, o la que absorbe

el frío, responde a la expresión:

= ( − 0) (1.1)

donde es la masa del líquido, su calor específico y − 0 la variación de tem-

peratura que experimentan.

Las transferencias de calor se miden en un calorímetro a través de variaciones de

temperatura. Previo a toda experiencia es necesario calibrarlo, esto es, determinar su

capacidad calorífica.

Para realizar el calibrado, se mezclan cierta cantidad de agua fría con agua caliente

y se mide la temperatura de equilibrio. Durante este proceso una parte de la energía

cedida por el agua caliente es absorbida por el vaso Dewar del calorímetro que eleva

25

26 1. Cálculo del Equivalente en Agua del calorímetro.

su temperatura desde una temperatura fría, 2 a una temperatura de equilibrio, .

En consecuencia, como en el calorímetro no se producen pérdidas de energía hacia el

exterior, la variación del conjunto formado por el calorímetro y las cantidades de agua

será nula, por lo que se puede escribir:

10 (1 − ) + ( − 2) = 20 ( − 2) (1.2)

donde es el equivalente en agua del calorímetro, esto es, la cantidad de agua que

absorbe la cantidad de calor que aborsorbe, 1 y 2 se refieren a las masas de agua

caliente y masa de agua fria, respectivamante, 2 es la temperatura del agua caliente;

además se ha tomado el calor específico del agua como 1 cal g−1◦C−1.

La influencia del calorímetro también se acostumbra a identificar como equivalente

en agua, que se define como la cantidad de agua cuya capacidad calorífica es 0. Por

ser el calor específico del agua 1 cal g−1◦C−1, el equivalente en agua es la capacidad

calorífica del calorímetro pero expresada en gramos.



Material

Calorímetro Parrilla eléctrica.

Termopar Multímetro

Balanza digital. Vaso de precipitado de 250 ml

Pinzas para crisol Balanza.

Reactivos

Agua


1. Calentar agua utilizando una parrilla, para disponer de agua caliente.

2. Pesar el calorímetro y tare su peso.

3. Agregar al calorímetro agua a temperatura ambiente, hasta la mitad de su capaci-

dad, aproximadamente. Pesar el calorímetro nuevamente con el agua agregada,

2.

4. Tome la temperatura inicial dentro del calorímetro, 2

1. Cálculo del Equivalente en Agua del calorímetro. 27

5. Tare nuevamente el peso del calorimetro con el agua a temperatura ambiental.

6. Agregue agua caliente al calorímetro, registrando previamente la temperatura,

1

7. Determine la masa del agua caliente agregada, 1

8. Espere que la temperatura registrada en el termómetro se estabilice y registre la

temperatura de equilibrio,

9. Repita el experimento cuatro veces más y registre todos los datos experimentales

en la siguiente tabla.

No. 1() 2() 1(◦C) 2(

◦C) (◦C)

1

2

3

4

5

1.4. Resultados

A partir de los datos experimentales obtenidos, calcule el valor del equivalente

de agua, utilizano la expresión:

=10 (1 − )

( − 2)−20 (1.3)

Complete la siguiente tabla a partir de los valores de la constante K obtenida en

los casos anteriores, calcule su valor promedio y estime la desviación estándar de

la muestra.

No. () 1

2

3

4

5

28 1. Cálculo del Equivalente en Agua del calorímetro.

1.5. Conclusiones

1.6. Bibliografía

Práctica 2

Determinación de la capacidad

calorífica en sólidos.


Determinar la capacidad calorífica de sólidos empleando calorímetros simples.

2.2. Introducción

Se sabe por experiencia que se requieren distintas cantidades de energía para elevar

en un grado la temperatura de masas idénticas pertenecientes a sustancias diferentes.

Por ejemplo, se necesitan 4.5 kJ de energía para elevar la temperatura de 1 kg de

hierro de 20 a 30◦C, mientras que se requiere nueve veces esta energía (41.8 kJ, para

ser exactos) con la finalidad de elevar la temperatura de 1 kg de agua líquida en la

misma cantidad. Por lo tanto, es deseable tener una propiedad que permita comparar

la capacidad de almacenaje de energía de varias sustancias. Esta propiedad es el calor

específico.

El calor específico se define como la energía requerida para elevar en un grado la

temperatura de una unidad de masa de una sustancia. En general, esta energía depende

de cómo se ejecute el proceso. En el ámbito de la Ingeniería Química, el interés se

centra en dos clases de calores específicos: calor específico a volumen constante y

calor específico a presión constante .

Desde un punto de vista físico, el calor específico a volumen constante, , se puede

considerar como la energía requerida para elevar en un grado la temperatura de una

unidad de masa de una sustancia cuando el volumen se mantiene constante. La energía

29

30 2. Determinación de la capacidad calorífica en sólidos.

requerida para hacer lo mismo cuando se mantiene constante la presión es el calor

específico a presión constante . El calor específico a presión constante siempre

mayor que porque a presión constante se permite que el sistema se expanda y la

energía para este trabajo de expansión también debe ser suministrada al sistema.

Estas propiedades se han definido en términos de dos propiedades termodinámicas

fundamentales, la energía interna () y la entalpía ():

=

µ

¶

(2.1)

=

µ

¶

(2.2)

Una sustancia cuyo volumen específico (o densidad) es constante se llama sustancia

incompresible. Los volúmenes específicos de sólidos y líquidos en escencia permanecen

constantes durante un proceso; por lo tanto, líquidos y sólidos se pueden considerar

como sustancias incompresibles sin sacrificar mucho en precisión. Se debe entender que

1a suposición de volumen constante implica que la energía relacionada con el cambio de

volumen es insignificante en comparación con otras formas de energía. De lo contrario

esta uposición sería ridícula para estudiar el esfuerzo térmico en sólidos (causado por

el cambio de volumen con la temperatura) o analizar termómetros de líquido contenido

en vidrio.

Se puede mostrar matemáticamente que los calores específicos a volumen y pre-

sión constantes son idénticos para sustancias incompresibles. Entonces, para sólidos y

líquidos, los subíndices en y se eliminan, y ambos calores específicos se pueden

representar mediante un solo símbolo . Es decir:

= = (2.3)

Eso se podría deducir también de las definiciones físicas de calores específicos a

volumen y presión constantes.

Para determinar cuantitativamente el calor especifico de un material se utilizan el

calorimetro, en el cual se coloca una cantidad conocida del material, 1, en un baño

térmico a una temperatura inicial, 1, se saca y se introduce en un recipiente con una

masa conocida de agua, 2, a temperatura conocida, 2, y se lee la temperatura final

de equilibrio, . En este proceso se transfiere una cantidad de calor del material al

agua de acuerdo a la expresión:

11 (1 − ) = ( +22) ( − 2) (2.4)


donde:

1 = Masa del cubo de muestra, en gr.

1 = Capacidad calorífica del cubo de muestra (◦).

2 = Masa del agua del calorímetro, en gr

2 = Capacidad calorífica del agua, en ◦

= equivaente en agua del calorímetro.



Material

Calorímetro Parrilla eléctrica

Termopar Multimetro

3 Vaso de precipitados de 500 ml. Balanza

Reactivos

Cubos de fierro Cubos de aluminio

Cubos de latón Agua


1. Llene uno de los vasos de precipitado con agua y caliente hasta ebullición, uti-

lizando la parrilla. Una vez qe alcanza la ebullición, determine la temperatura

(1). Como sabe la ebullición es un proceso isotérmico, es decir a temperatura

constante.

2. Para cada uno de los metales proceder de la siguiente forma.

3. Pesar los cubos de metal (1)

4. Ponga un vaso de precipitado en la balanza y tare su peso, a este vaso agregar

aproximadamente 400 ml de agua a temperatura ambiente, determine el peso

temperatura del agua en el vaso (2). Retire de la balanza y determine la tem-

pertaura del agua (2).

5. Con cuidado introduzca los cubos metálicos al vaso que contiene el agua caliente,

observe que al realizar este procedimeinto el agua deje de hervir; mantenga la

muestra dentro del agua hasta que esta vuelva a hervir. Saque los cubos del vaso

32 2. Determinación de la capacidad calorífica en sólidos.

e introdúzcalo al calorímetro hasta que el termómetro indique una temperatura-

constante (). Repita el procedimiento dos veces más para el mismo cubo

6. Realice el procedimiento anterior para los demás sólidos proporcionados y registre

los datos correspondientes, de acuerdo a la siguiente tabla:

No. Material 1 2 1 2

1 Cobre

2 Cobre

3 Cobre


1 Aluminio

2 Aluminio

3 Aluminio


1 Latón

2 Latón

3 Latón

2.4. Resultados

A partir de los datos experimentales obtenidos, calcule el valor de la capacidad

calorífica para cada una de los experimentos realizado, considere que el equiva-

lente de agua determinado en la práctica anterior como el valor K de la siguiente

expresión

1 =( +22) ( − 2)

1 (1 − )(2.5)

considere que en esta expresión la masa deberá estar expresada en gramos, la

temperatura en ◦ y que el valor para la capacidad calorífica del agua, 2, es 1

◦

Con los valores calculados complete la siguiente tabla, además el valor promedio

para la capacidad calorífica promedio, b ,y la desviación estándar, , para cada

uno de los materiales analizados, con estos valores complete la siguiente tabla.


Material exp erim ento 1 exp erim ento 2 exp erim ento 3b

³ b

´

±

Cobre

Alumnio

Latón

Investige el valor de la capacidad calorífica de los materiales analizados y estime

el porcentaje del error experimental utilizando la siguiente expresión y reporte la

encontrada para cada caso y elabore la siguiente tabla:

% error = 100 ∗

¯¯³ b

´

−³ b

´³ b

´

¯¯ (2.6)

Material³ b

´

³ b

´

% error

Cobre

Alumnio

Latón

2.5. Conclusiones

2.6. Bibliografía

Práctica 3

Presión de vapor


Obtener valores de la presión de vapor de un líquido puro sometido a diferentes

temperaturas, y ajustar a la ecuación de Clausius-Clapeyron, para verificar el compor-

tamiento y determinar el calor latente de vaporización del líquido puro.

3.2. Introducción.

Comportamiento b de sustancias puras

Las propiedades termodinámicas, como la energía interna y la entalpía, a partir de

las cuales se calculan los requerimientos de calor y trabajo de los procesos industriales,

a menudo se evalúan a partir de datos volumétricos. Por otra parte, las relaciones

presión/volumen/temperatura (b ) son en sí mismas importantes para algunos finescomo medición de fluidos y determinación del tamaño de recipientes y tuberías.

Normalmente los fluidos homogéneos se dividen en dos clases, líquidos y gases. Sin

embargo, no siempre puede hacerse esta distinción tan abrupta debido a que ambas

fases se vuelven indistinguibles en lo que se llama el punto critico. Las mediciones de

la presión de vapor de un sólido puro a temperaturas hasta la de su punto triple y las

mediciones de la presión de vapor del líquido puro a temperaturas mayores que la de

su punto triple, conducen a una curva presión contra temperatura como la formada

por las líneas 1 − 2 y 2 − de la figura 3.1. La tercera línea, 2 − 3, de esta gráficaproporciona la relación de equilibrio sólido-líquido. Estas tres curvas representan las

condiciones de y necesarias para la coexistencia de las dos fases y son, por tanto,

las fronteras de las regiones de una sola fase. La línea 1 − 2, curva de sublimación,

34


Figura 3.1: Diagrama de fases de una sustancia pura

separa las regiones sólida y gaseosa; la línea 2− 3, curva de fusión, separa las regionessólida y líquida; la línea 2 − , curva de vaporización, separa las regiones líquida y

gaseosa. Las tres curvas convergen en el punto triple, que es el punto donde las tres

fases coexisten en equilibrio. De acuerdo con la regla de las fases el punto triple es

invariante. Si el sistema existe a lo largo de cualquiera de las líneas de dos fases de la

figura, entonces éste es univariante, mientras que en las regiones de una sola fase, el

sistema es divariante.

La curva de vaporización 2 − termina en el punto , que es el punto crítico.

Las coordenadas de este punto son la presión crítica, , y la temperatura crítica,

, las cuales representan la mayor temperatura y presión para las que una especie

química pura pueda existir en equilibrio vapor/líquido. La región de fluido, la cual

existe a temperaturas y presiones mayores, está indicada por líneas punteadas que

no representan transiciones de fase, sino más bien límites fijados por los significados

acordados para las palabras líquido y gas. En general, una fase se considera como

líquida si puede vaporizarse por disminución de la presión a temperatura constante.

Una fase se considerada gaseosa si el gas puede condensarse mediante una reducción

de la temperatura a presión constante. Puesto que la región que corresponde al fluido

no cabe en ninguna de estas definiciones, no es ni líquida ni gaseosa. La región gaseosa

a veces se divide en dos partes, como lo muestra la línea puntéada de la figura 3.1. Un

gas a.la izquierda de esta línea puede condensarse ya sea por compresión a temperatura

36 3. Presión de vapor

constante o por enfriamiento a presión constante, y se conoce como vapor.

Dada la existencia del punto crítico, es posible dibujar una trayectoria de la región

líquida a la región gaseosa que no cruce la frontera de la fase; por ejemplo, la trayectoria

de A a B de la figura. Esta trayectoria representa una transición gradual de la región

líquida a la gaseosa. Por otro lado, una trayectoria que vaya de A a B y que cruce

la frontera de fase 2 − incluye una etapa de vaporización, donde ocurre un cambio

abrupto de las propiedades.

Calores latentes de sustancias puras.

Cuando una sustancia pura en estado sólido se licua o se vaporiza a partir de un

estado líquido, a presión constante, no hay ningún cambio en la temperatura; sin em-

bargo, el proceso requiere la transferencia de una cantidad finita de calor a la sustancia.

Estos efectos caloríficos se conocen como calor latente de fusión y calor latente de va-

porización. De manera similar, existen calores de transición que acompañan al cambio

de estado de una sustancia, de sólido a cualquier otro estado; por ejemplo, el calor ab-

sorbido cuando los cristales rómbicos del azufre cambian a una estructura monoclínica

a 95◦C y 1 bar, es de 360 J por cada átomo-gramo.

La característica principal de todos estos procesos es la coexistencia de dos fases. De

acuerdo con la regla de las fases, un sistema de dos fases formado por una sola especie

es univariante y su estado intensivo está determinado por la especificación de una sola

propiedad intensiva. Por tanto, el calor latente que acompaña a un cambio de fase es

una función exclusiva de la temperatura, y está relacionado con las demás propiedades

del sistema por una ecuación termodinámica exacta:

∆ = ∆b

(3.1)

donde para una especie pura a temperatura T, ∆ es el calor latente; ∆b es cambiode volumen que acompaña al cambio de fase y es la presión de vapor. Esta ecuación

se conoce como la ecuación de Clausis-Clapeyron.

Cuando se aplica la ecuación a la vaporización de un líquido puro, es

la pendiente de la curva de presión de vapor contra la curva de temperatura en la

temperatura de interés, ∆b es la diferencia entre los volúmenes molares del vapor y ellíquido saturados y ∆ es el calor latente de vaporización. Por tanto, los valores de

∆ pueden calcularse a partir de datos de presión de vapor y volumétricos, en este

caso la ecuación de Clausius tomará la forma:

∆

(b − b) =

(3.2)


Para los cambios líquido-vapor, se suele despreciar el volumen molar del liquido,b, yconsiderar un comportamiento ideal, por lo que la ecuación anterior puede ser integrada

para obtener la siguiente expresión.

ln = −∆

+ (3.3)

cambiado el logaritmo natural a logaritmo base 10, que es la foma más común de

utilizarla, se expresa como:

log = − ∆

2303+ (3.4)

donde es la constante de integración.

La comparación de la ecuación 3.4 con una línea recta, esto es, = + , sugiere

que si log paraun líquido, se grafica contra el recíproco de T, la gráfica debe ser una

línea recta con una pendiente = −∆2303 y b es la constante de integración.



Material

Matraz Erlenmeyer 250 ml Termómetro

Parrilla de calentamiento Pinzas de presión

Manguera de látex Barómetro

Manómetro diferencial Baño de agua fría

Reactivos

Metanol


Calibración:

1. Montar el equipo de laboratorio como se muestra en la figura 3.2, el matraz

debe contener el líquido problema, cerrar el sistema de tal manera que solo esté

conectada la salida de vapor al manómetro diferencial y verificar que la válvula

este abierta antes de iniciar el calentamiento.

2. Encienda la parrilla de calentamiento. Caliente el sistema hasta la ebullición del

líquido problema. Verifique que no haya fugas en el sistema.


Figura 3.2: Equipo de trabajo

3. Una vez que alcanzó la temperatura de ebullición permita escapar vapor para

desalojar el aire atrapado en la manguera de látex, después de unos segundos

cierre la válvula. Finalmente permita que el liquido regrese a una temperatura

de 25◦ C.

Obtención de datos experimentales.

1. Una vez que el sistema se encuentra a 25◦ C determinar la diferencia de alturas del

mercurio en las ramas del manometro diferencial y registrar el valor encontrado

en la sifgueinte tabal. Realizar la misma oparación en intervalos de 5 ◦C hasta

llegar a los 60 ◦C, tenga la precaución de evitar que el liquido comienze a ebullir.

No. Temperatura Presión manométrica,◦C mm de Hg

1 25

2 30

3 35

4 40

5 45

6 50

7 55

8 60

2. Una vez alcanzada la temperatura de 60◦C, realizar la medición durante el pro-

ceso de enfriamiento de la muestra problema, midiendo la presión manométrica


nuevamante cada 5◦C hasta llegar a los 25◦C, si es necesario cubrir el matraz con

un manto frío para alcanzar la temperatura. Anotar las mediciones encontradas

en la siguiente tabla:

No. Temperatura Presión manométrica,◦C mm de Hg

1 60

2 55

3 50

4 45

5 40

6 35

7 30

8 25

5. Registrar la presión atmosférica, , del laboratorio, deberá leerse la altura de

la columna () de mercurio del barómetro del laboratorio y utilizar la siguiente

formula para expresar la presión en Pa.

= (3.5)

donde, , altura de la columna del barometros en m y ,densidad del Hg en kg/m3

3.4. Resultados

Calcule la presión manometrica promedio para cada temperatura y expresela en

Pa, con la presión atmosferica calcule la presión absoluta, también en Pa

No. Temperatura Presión manométrica promedio, Presión absoluta

C Pa de saturación, , Pa

1 25

2 30

3 35

4 40

5 45

6 50

7 55

8 60


Con los datos obtenidos complete la siguiente tabla de resultados.

No. T, K 1/T log

1

2

3

4

5

6

7

8

Utilizando el método de regresión lineal, obtenga el valor de entalpía de vapor-

ización para la solución problema utilizando la ecuación 3.4. Comparelo con el

valor reportado en la bibliografia, si utiliza otra fuente bibliográfica distinta a la

presentada en la bibliografía registre la fuente en la sección correspondiente. Con

estos valores, el teórico y el práctico, estime el error experimental:

% error =

³∆ b

´

−³∆ b

´experimental³

∆ b

´

∗ 100%

y registre sus resultados en la siguiente tabla:³∆ b

´

³∆ b

´experimental

% error

3.5. Conclusiones

3.6. Bibliografía

Smith J.M., Van Ness H.C., Abbott M.M. Introducción a la Termodinámica en

Ingeniería Química, México, séptima edición, Editorial McGraw-Hill, 2007,

Práctica 4

Propiedades molares parciales


Elaborar la grafica de una propiedad molar parcial, para el sisetma metanol-agua,

apartir de datos experiementales de densidad, manteniendo la presión y la temperatura

constantes.

4.2. Introducción

El etanol y agua son perfectamente miscibles entre sí. Sin embargo al mezclar estas

sustancias no se observa que los hagan en forma aditiva.

El volumen molar de una sustancia pura depende de la naturaleza de las moléculas

que rodean a la misma. Por ejemplo, como se aprecie en la figura, cuando la fracción

molar del etanol muy cercana a la unidad, el volumen molar aparente de H2O es de 14

cm3/mol y no 18 cm3/mol, que tiene el agua cuando esta pura.

Entonces 14 cm3/mol es el volumen molar parcial del agua en etanol, bajo las condi-

ciones de mezcla infinitamente diluida.

Tal como se observaba en la figura 4.1, el volumen parcial molar de ambas sustancias

depende de la composición de la mezcla. Esto se debe a que el microambiente que rodea

cada componente varia desde puro ( = 1, = 0) hasta puro ( = 0, = 1).

Se define el volumen molar parcial de la sustancia , como:

=

µ

¶0

Donde V es el volumen de la mezcla y n´ indica que la composición del otro compo-

nente es constante. Esta definición implica que si la composición de la mezcla canbia

41

42 4. Propiedades molares parciales

Figura 4.1: Volúmenes molares para etanol(1)/agua(2) a 1 atmósfera.

en para y en para el cambio de volumen total de la mezcla, es:

=

µ

¶

+

µ

¶

= +

Puede observarse que el volumen parcial molar es la derivada parcial del volumen

de la mezcla respecto al componente, manteniendo ctes las demás variables.

La forma de medir una propiedad molar parcial, es ver la variación de la propiedad

en función de uno de los componentes de la mezcla y calcular la derivada para cada

composición, como se muestra en la figura 4.2.

Una vez encontrada la variación de la propiedad con la composición, se ajusta esta

con una ecuación empírica y luego el volumen parcial molar se determina por diferen-

ciación. En el ejemplo de la figura 4.2, se encontró que

= + + ¡2 − 1

¢Donde , y son constantes empíricas del sistema. Luego el volumen molar

parcial de se calcula como:

=

µ

¶

= + 2


Figura 4.2: Método de la derivada para el cálculo del volumen molar



Material

7 vasos de precipitado de 250 ml Termómetro

7 picnómetros Varilla de vidrio.

2 buretas de 25 ml Balanza analítica

Reactivos

Metanol Agua


1. Numere los vasos del 1 al 7.

2. En cada uno de los vasos añadir 25 ml de agua destilada. Agrege en cada vaso

una cantidad diferente de metanol, las cuales serán 5, 15, 20, 30, 80, 100 y 120

ml respectivamante. En ambos casos utilice una bureta. Mezcle el contenido de

cada vaso para homogenizar las soluciones.

3. Mantenga los tubos en un baño de agua, registre la temperatura del baño.


4. Numere los picnómetros del 1 al 7 y proceda determine el pesos de cada unoLlene

cada uno de los picnómetros con la mezcla Ponga una de las charolitas en la

balanza analítica y tare la balanza después agregarle 1 ml de la mezcla que le

corresponda, y pese el líquidor, . Por cada tubo se realizarán dos lecturas.

Registrar los datos obtenidos en la siguiente tabla:

Tubo ml. de metanol ml. de agua

1 1 5

2 3 5

3 4 5

4 6 5

5 16 5

6 20 5

7 24 5

4.4. Resultados.

Calcule la masa en gramos para cada uno de los componentes en su estado puro,

calcule el número de moles para cada caso y el numero de moles totales. Reporte

sus resultados en la siguiente tabla:

Tubo masa de metanol () masa de agua () 1

2

3

4

5

6

7

Con la información anterior, calcule la fracción del metanol (), la fracción mol

del agua () y el peso molecular promedio( ), para cada mezcla


Tubo

1

2

3

4

5

6

7

Calcular la densidad () y el volumen molar total.³b ´para cada una de las

sustancias. Para el caso del volumen molar total considere que

b =

Tubo b1

2

3

4

5

6

7

Elabore un gráfico de b contra . Utilizando un software estadístico ajuste

esta curva a un polinomio de segundo grado (2 ++ ) y determine los

coeficientes, presente en la misma gráfica la curva obtenida e indique el coeficiente

de regresión.

Con la ecuación obtenida, calcule para las siguientes fracciones molares de etanol

el volumen teórico de la mezcla³b´, y con la primera derivada del polinomio

ajustado obtenga el valor numérico de las derivadas para las mismas concentra-

ciones. Con los resultados de los calculos complete la siguiente tabla:


b ³ 2

´1

0.0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

1.0

Calcule los valores de los volumnes parciales para el metanol y el agua y complete

la siguiente tabla con los resultados, para lo cual utilice las siguientes expresiones:

b = b −Ã c2

!1

b = b + b b b

0.0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

1.0

Con los resultados anteriores, represente graficamente los valores experimentales

de la fracción molar de etanol vs b y fracción molar de etanol vs b,

ambas en una misma grafica. Anexe al reporte esta grafica.


4.5. Conclusiones

4.6. Bibliografia

Práctica 5

Elaboración de diagrama de

concentracion vs índice de

refracción


Construir un diagrama de concentración contra indice de refracción para el sistema

metanol-agua en fase líquida.

5.2. Introducción

La refractometria es un proceso de medición, por medio del cual se determinaun

valor específico de una sustancia: el índice de refracción (o mejor dicho, el índice de

refracción para una determinada longitud de onda de luz). El fenómeno de la refracción

está basado en el cambio de velocidad queexperimenta la radiación electromagnética

al pasar de un medio a otro, como consecuencia de su interacción con los átomos y

moléculas del otro medio. Dicho cambio de velocidad se manifiesta en una variación en

la dirección de propagación.

La medida relativa de la variación entre dos medios tomando uno fijo comoreferencia

se le conoce como índice de refracción I.R. y en general estáexpresado con respecto al

aire. El instrumento para medir el inidice de refracción, es básicamenteun sistema

óptico que busca medir el ángulo que se ha desviado la radiación,utilizando para ello

dos prismas: uno fijo de iluminación sobre el cual sedeposita la muestra y uno móvil

de refracción. Los prismas están rodeados deuna corriente de agua termostatizada, ya

48


que la temperatura es una de lasvariables que afecta a la medida.

5.2.1. Refractómetro de Abbe

Este refractómetro, basado también en el principiodel ángulo límite, está ideado para

realizar la operación con comodidad yrapidez. Requiere sólo cantidades muy pequeñas

de la muestra y da una precisión del orden de 2 x l0−4

La escala está graduada directamente en índices de refracción para las líneas D a

20◦ C. En su forma usual se puede usar con luz de sodio o con luz blanca.

En este instrumento, se mantiene una capa fina del líquido que se mide contrala

hipotenusa del prisma de refracción P, mediante el prisma auxiliar P’, cuya hipotenusa

está finamente esmerilada. Se ilumina el prisma auxiliar y la luz que se difunde en

la superficie esmerilada choca en ángulos diversos sobre el límite entre el líquido y el

prisma principal. Esta luz entra en el prisma derefracción en ángulos que varían hasta

el ángulo límite. Por consiguiente,cuando se mira con un anteojo la luz que emerge del

prisma de refracción, seve un campo dividido, que se halla en parte oscuro y en parte

iluminado con una línea divisoria neta entre las dos porciones.

Figura 5.1: Refractómetro de Abbe

5.2.2. Ajuste de la escala del Refractómetro Abbe

1. Colocar de 2 a 3 gotas de agua destilada en la superficie del prisma principal con

una pipeta.

50 5. Elaboración de diagrama de concentracion vs índice de refracción

2. Cierre el prisma secundario y observa a través del ocular.

3. Ajusta la escala a 1.333.

5.2.3. Medición del índice de refracción de las soluciones

1. Abrir el prisma secundario, este debe estar completamente seco antes de realizar

una lectura, y colocar de 2 a 3 gotas de solución en el centro de la superficie del

prisma.

2. Cierra cuidadosamente el prisma secundario

3. Observa por el ocular, gira la perilla de compensación de color hasta que aparezca

una línea clara y definida en el campo de visión

4. Gira la perilla de medición alineando la línea delimitadora con las líneas de in-

tersección (ajuste claro y oscuro al centro)

5. Mover la palanca de la parte inferior izquierda y leer en la escala superior el índice

de refracción y repetir la operación en función del número de soluciones a usar.



Material

Bureta Soporte universal

Pipetas Refractómetro

Prinzas para bureta

Reactivos

Metanol Agua


1. Utilizando una bureta para cada una de las sustancias, preparare siete soluciones

de metanol-agua en tubos de ensaye, donde el volumen de metanol es (0.2, 0.5, 1,

2, 3, 4 y 5 ml) y el del agua (4.8, 4.5, 4, 3, 2, 1 ml). Una vez preparados pongalos

en un baño de agua a 25 ◦C y espere 15 minutos para que la temperatura de


todos los tubos sea la misma, con un termómetro verifique la temperatura del

baño.

2. Utilizando el refractometro, mida el índice de refracción para cada mezcla, de-

termine el indice para los componentes puros; con los datos obtenidos complete

la siguiente tabla.


1 0.2 4.8

2 0.5 4.5

3 1.0 4.0

4 2.0 3.0

5 3.0 2.0

6 4.5 0.5

7 4.8 0.2

Metanol puro

Agua pura

5.4. Resultados.

Invetige el valor de la densidad a 25◦ C, reporte en la siguiente tabla:

Sustancia densidad (unidades)

metanol

agua

A partir de los datos de densidad investigados, calcule los moles presentes del

metanol y del agua, con esta información obtener las fracciones molares de cada

componente; con los datos obtenidos de los dos puntos anteriores y los valores

del indice de refracción obtenido anteriormente completar la siguiente tabla.

52 5. Elaboración de diagrama de concentracion vs índice de refracción


Metanol puro

1 0.2 4.8

2 0.5 4.5

3 1.0 4.0

4 2.0 3.0

5 3.0 2.0

6 4.5 0.5

7 4.8 0.2

Agua pura

A partir de los datos de la tabla, elabore un grafico de . contra .

5.5. Conclusiones

5.6. Bibliografía

Práctica 6

Elaboración de diagramas de

equilibrio − −


Obtener experimentalmente un diagrama T x-y para una sistema metanol-agua.

6.2. Introducción

Mezclas binarias vapor-líquido

Para mezclas vapor-líquido de componentes A y B, se sabe que el número de grados

de libertad es dos, es decir solo se necesita fijar dos variables para establecer el estado

del sistema. Las dos variables independientes se pueden seleccionar entre y , y,

puesto que ambas fases líquido y vapor están presentes, la concentración de uno de los

componentes en el vapor es y en el líquido . Las concentraciones de , e ,

no son variables independientes, puesto que + = 1 e + = 1. Si la presión

está especificada, solamente queda una variable independiente ( , o ).

Se pueden construir cuatro diagramas de equilibrio isobárico (presión constante)

interviniendo las variables , e : − , − , − − combinados y − . En la

figura 6.1 se muestran los diagramas esquemáticos − − y − para un sistema

vapor-líquido de dos componentes. En la figura 6.1) las temperaturas y son los

puntos de ebullición de los componentes y puros a una presión determinada. La

curva inferior que conecta con es la curva isobárica de la temperatura del punto

de burbuja (líquido saturado). La curva superior que conecta con es la curva de

la temperatura del punto de rocío (vapor saturado). Cuando un líquido “subenfriado”,

53

54 6. Elaboración de diagramas de equilibrio − −

de composición y temperatura 0, se calienta hasta 1, se producirá la primera

burbuja de vapor en equilibrio con una composición . Contrariamente, un vapor

sobrecalentado de composición y temperatura 2 condensará al enfriarlo hasta 1,

siendo la composición de la primera gota de líquido. La figura 6.1)muestra también

que, en general, la vaporización o condensación completa de una mezcla binaria tiene

lugar en un intervalo de temperatura en vez de hacerlo a una temperatura dada como

en el caso de una substancia pura.

a) b)

Figura 6.1: Diagrama de fases de una sustancia pura

Es importante observar que, puesto que solo hay dos grados de libertad, y la presión

está fijada, la especificación de tan sólo una variable termodinámica adicional define

completamente una mezcla binaría vapor-líquido. Si la composición del líquido es ,

tanto la composición de la fase de vapor como la temperatura del punto de burbuja

1 quedan fijadas.

La figura 6.1), un diagrama − de equilibrio vapor-líquido, es una forma alterna-

tiva de presentar parte de la información de la figura ). Aquí cada punto de la curva de

equilibrio − está a una temperatura diferente pero no especificada. La figura 6.1)

es ampliamente utilizada para el cálculo de etapas de equilibrio aun cuando contiene

menos información que la figura 6.1).

Ley de Raoult para el equilibrio vapor-líquido de soluciones ideales

Si dos o más especies líquidas forman una disolución líquida ideal con una mezcla

de vapor en equilibrio, la presión parcial, , de cada componente en el vapor es pro-

porcional a su fracción molar en el líquido, ;. La constante de proporcionalidad es la

presión de vapor, , de la especie pura a la temperatura del sistema, y esta relación


recibe el nombre de ley de Raoult, en honor del científico francés que la descubrió.

=

Además, a presiones bajas, es decir cercanas a una atmósfera, es aplicable la ley de

Dalton para la fase de vapor, y

=

donde es la presión total e la fracción molar en la fase de vapor. Combinando

las ecuaciones anteriores se obtiene

=

Con esta ecuación solamente es preciso conocer las presiones de vapor de los com-

ponentes puros para establecer la relación de equilibrio vapor-líquido.

Para sistemas que presentan diferentes interacciones entre los constituyentes de la

fase líquida se producen desviaciones de la ley de Raoult. A veces la interacción toma

la forma de una fuerte repulsión, tal como ocurre entre hidrocarburos y agua. En un

sistema líquido binario de los componentes A y B, si estas repulsiones conducen a una

inmiscibilidad prácticamente completa, la presión total sobre las dos fases líquidas es

la suma de las presiones de vapor de los componentes individuales, y

= +



Material

Matraz de dos bocas Soporte universal

Refrigerante Pipetas

Tubos de ensayo Refractómetro

Reactivos

Metanol Agua


1. Preparar 8 mezclas metanol- agua donde el volumen del metanol es: 0, 3, 12, 24,

30, 42, 54 y 60 ml y para el agua 60, 57, 48, 36, 30, 18, 6 y 0 ml, respectivamente.

56 6. Elaboración de diagramas de equilibrio − −

2. Montar el equipo de destilación, que se muestra en la figura; destilar cada una

de las mezclas y tomar la temperatura de ebullición, , respectivamente.

1. Tomar el destilado de cada muestra y obtener su índice de refracción, . Con

los datos obtenidos complete la siguiente tabla:

Mezcla ml. de metanol ml. de agua

1 0.0 60.0

2 3.0 57.0

3 12.0 48.0

4 24.0 36.0

5 30.0 30.0

6 42.0 18.0

7 54.0 6.0

8 60.0 0.0

NOTA: Una vez que se produzca el primer destilado, desechar las primera gotas y

verificar la temperatura en ese instante.

6.4. Resultados.

Con la información de las mezclas que se destilaron, calcule las fracciones molares

correspondientes, de la forma anteriormente realizada, estas serán consideradas

como las fracciones de fase líquida.


Con los valores que se encontraron del indice de refracción, para cada una de

los destilados, localice en la curva de calibración la composición relacionada; este

valor de composición estará asociado con la fase vapor. Con la información de

estos dos puntos, complete la siguiente tabla:

fracciones de fase liquida fracciones de fase vapor

Mezcla 1

2

3

4

5

6

7

8

Con los datos de y las fracciones vapor y liquidas del metanol, construya un

diagrama − − .

Con los datos de las fracciones de liquido y vapor del metanol, construya una

grafica − .

6.5. Conclusiones

6.6. Bibliografía

Práctica 7

Determinación experimental de un

diagrama de equilibrio para líquidos

parcialmente miscible (fenol-agua)


Estudiar el comportamiento de un sistema de líquidos parcialmente miscibles, a

presión constante. Determinar la temperatura y la composición crítica del sistema.

7.2. Introducción

Miscibilidad

Se denomina proceso de mezcla a la formación, bajo una presión, , y temperatura,

, fijados, de una mezcla de dos componentes a partir de moles de A y moles

de B. La diferencia entre el potencial de Gibbs del sistema binario y el potencial

de Gibbs de los componentes puros se conoce como potencial de Gibbs de mezcla,

∆. Si ∆ 0, el sistema binario no se formará (pues La Segunda Ley de la

Termodinamica establece que a , , y fijos el estado de equilibrio corresponde

al mínimo de ) y decimos que los componentes son inmiscibles. Si ∆ 0, sí se

mezclan y podemos observar uno de los tres comportamientos siguientes:

a) se forma una única fase homogénea en todo el rango de temperaturas y en todo

el rango de composiciones, como ocurre por ejemplo al mezclar agua y etanol,

58

7. Determinación experimental de un diagrama de equilibrio para

líquidos parcialmente miscible (fenol-agua) 59

b) se forman dos fases homogéneas sea cual sea la composición y la temperatura,

como ocurre por ejemplo al mezclar agua y nitrobenceno,

c) se puede formar o bien una fase o bien dos fases homogéneas en función de la

temperatura y de la proporción en que los intentemos mezclar. Un ejemplo típico

es el sistema agua-fenol y decimos que estos líquidos son parcialmente inmiscibles.

El potencial de Gibbs de mezcla es suma de una contribución entálpica y otra en-

trópica:

∆ = ∆ −∆

La mezcla suele implicar un aumento de entropía, ∆ 0, y este aumento

es mayor cuando se forma una única fase homogénea que cuando hay dos fases. Si

∆ 0 entonces la mezcla también está favorecida energéticamente y se observa

miscibilidad total. Por el contrario, cuando ∆ 0 la mezcla muestra única fase a

altas (pues las altas favorecen los estados de mayor entropía) y dos fases a bajas

(por predominio de la influencia de ∆, y ∆es menor cuando hay dos fases

que cuando hay una única fase homogénea).

Diagrama de fases

El diagrama de fases temperatura-composición nos dice en qué condiciones de equi-

librio existe una o dos fases a una presión fija.

Figura 7.1: Diagrama de fases de dos líquidos parcialmente miscibles

En la figura 7.1 que se muestra a continuación, el punto a está situado en la lla-

mada región homogénea. Esto indica que un sistema agua-fenol al 50%-peso y una

temperatura de unos 65 ◦C es miscible y aparece con una única fase homogénea. Si

60


líquidos parcialmente miscible (fenol-agua)

descendemos hasta llegar al punto b, observaremos un cambio de fase. Se trata de

una transición en la que el sistema se vuelve inmiscible y comienza la formación de

una segunda fase, lo cual se evidencia porque la disolución cambia de transparente a

turbia. Al seguir disminuyendo y llegar a un punto como el c, el sistema vuelve a

ser transparente pero con dos fases separadas claramente distinguibles. Ambas fases

contienen los dos componentes, pero la concentración de fenol en una de ellas es mayor

que la concentración media y en la otra fase es menor que la concentración media. Así,

por ejemplo, cuando el sistema agua-fenol se halla a 45 ◦C con una concentración media

del 50%-peso, marcada por el punto c, las dos fases separadas tienen las composiciones

marcadas por los puntos l1 y l2. La concentración de fenol en estas fases cambia con

y la unión de puntos como l1 y l2 a distintas temperaturas define la curva de coex-

istencia de fases. Dicha curva muestra un máximo que se conoce como punto crítico (o

punto consoluto superior) y a las correspondientes temperatura y composición se las

conoce como temperatura y composición críticas. Por encima de la temperatura crítica,

, siempre se forma una fase homogénea sea cual sea la composición. Por debajo de

existe un rango de concentraciones en que la mezcla forma dos fases. Este rango

se conoce como el intervalo de inmiscibilidad y su anchura aumenta al descender la

temperatura.



Material

Tubos de ensayo Piseta

Vaso de precipitación de 500 ml Agitador.

Bureta Gradilla

Pipeta Espátula

Pinzas para crisol Balanza.

Termómetro Parrilla eléctrica

Soporte Universal

Reactivos

Agua Fenol


líquidos parcialmente miscible (fenol-agua) 61


1. Preparar 9 soluciones de fenol con las siguientes concentraciones en porciento en

peso: 16.67, 20, 30, 36.67, 40, 43.33, 50, 60 y 66.67%

2. Colocar las soluciones en tubos de ensayo de tal forma que el orden de la Tabla

1 se conserve.

3. Tomar el Tubo 1 y calentar en un baño maría, registrar la temperatura a la cual

se tiene una solución homogénea.

4. Dejar enfriar la solución del Tubo 1 y registrar la temperatura a la cual se tiene

una solución heterogénea.

5. Repetir los pasos 3 y 4, con los diferentes tubos de ensayo.

6. Registar los datos obtenidos en la siguiente tabla.

Cuadro 7.1: Datos experimentales obtenidosTubo Composición Temperatura de la Temperatura de la

de fenol (% peso) solución homogénea (T1) solución heterogénea (T2)

1 16.67

2 20.00

3 30.00

4 36.67

5 40.00

6 43.33

7 50.00

8 60.00

9 66.67

Precauciones de seguridad

El fenol es tóxico por inhalación y provoca quemaduras en contacto con la piel. Los

tubos se deben de mantener cerrados y deben permanecer así durante toda la práctica.

7.4. Resultados

Con los datos obtenidos anteriormente construya el diagrama de fases del sis-

tema condensado fenol-agua, a presión atmosférica, graficando el promedio de las

temperaturas T1 y T2 en función del porciento en peso de fenol en el sistema.

62


líquidos parcialmente miscible (fenol-agua)

Investigue en que consiste el método de la Ley del Diámetro Rectilíneo y elabore

un pequeño resumen, que se anexara al reporte de la práctica (máximo dos hojas).

Determine la temperatura y composición del punto crítico del sistema utilizando

la ley del diámetro rectilíneo.

Compare los resultados obtenidos con los reportados en la literatura y reporte

el error experimental encontrado:

() ()experimental % error

7.5. Conclusiones

7.6. Bibliografia

M. Diaz Peña y A. Roig Muntaner, Química Física, Alhambra, 1975.

Práctica 8

Coeficiente de Reparto


Determinar la constante de reparto de una sustancia (ácido acético) entre dos fases

inmiscibles (agua y éter) y conocer la dependencia del valor de la constante de reparto

con la concentración inicial del ácido.

8.2. Introducción

Cuando una sustancia se distribuye entre dos líquidos miscibles entre sí o ligeramente

miscibles, la relación de las concentraciones de dicha sustancia en las dos fases será

constante, independientemente de la cantidad de soluto que se disuelva o del volumen

de líquido empleado.

Esta distribución está sujeta a las siguientes condiciones:

a) El reparto se debe efectuar a temperatura constante durante todo el proceso,

puesto que la temperatura influye sobre la cantidad de soluto disuelta en cada líquido,

de forma que para cada temperatura de trabajo el equilibrio de distribución del soluto

en los distintos disolventes será distinto.

b) No debe producirse ninguna reacción química entre ninguno de los componentes

del sistema, ya que si se forma un nuevo producto, esto falsearía los datos referidos a

las concentraciones del soluto inicial.

c) Las disoluciones deben ser diluidas. A altas concentraciones aparecen interac-

ciones entre soluto y disolventes que interfieren en la proporción en la que el soluto se

distribuye en las distintas fases.

Bajo estas condicionantes podemos formular la siguiente ley de distribución:

63

64 8. Coeficiente de Reparto

=1

2

donde 1 es la concentración del soluto en la fase I, 2 es la concentración del soluto

en la fase II y es la constante adimensional denominada Coeficiente de Reparto

(también se le puede denominar constante de Distribución o de Partición).

A efectos prácticos, esta ley permitiría predecir la concentración final de soluto en las

distintas fases, siempre y cuando conozcamos el valor del Coeficiente de Reparto para

un sistema determinado y estemos trabajando bajo las condicionantes en las cuales se

cumple esta ley de distribución. En la bibliografía se puede encontrar tablas en las que

se listan valores de Coeficientes de Reparto para distintos solutos, distintos disolventes

y condiciones.



Material

8 vasos de precipitado 1 soporte universal.

bureta de 25 ml. 2 matraces de 50 ml.

Embudo de separación matraz volumetrico de 250 ml

Reactivos

Acido Acético. Éter.

Hidróxido de Potasio. Agua


1. Preparar 250 ml de disolución acuosa de ácido acético 0.5 M.

2. Se prepararan tres mezclas utilizando un embudo de separación, las cuales se

preparara de uno en uno.

3. En la primera muestra se añadiran 25 ml de ácido acético 0.5 M.

4. Para la segunda muestra se utilizarán 12.5 ml de ácido acético 0.5 M y 12.5 ml

de agua destilada, con lo que la concentración final de la muestra será de 0.25 M.

8. Coeficiente de Reparto 65

5. En el caso del tercero se añadirán 6.3 ml de ácido acético 0.5 M y 18.7 ml de

agua destilada, para este caso se tendra una concentración de 0.125 M

6. Agrege 20 ml de éter etílico, en cada caso, agitar el embudo y remover el tapón

del embudo con cuidad, dejar reposar hasta que se separaren dos fases. Dejar que

repose el matraz, al menos 10 minutos.

7. Preparar una solución de hidróxido de potasio 0.2 M.

8. Se toma 2 alícuotas de 5 ml de la fase acuosa y de la fase orgánica.

9. A las muestras de fases orgánicas y acuosas, se le agregan unas cuantas gotas

de fenolftaleína, para empezar a ser tituladas con la solución del hidróxido de

potasio.

10. Una vez tituladas las muestras orgánicas y acuosas, se mide el volumen gastado

de hidróxido de potasio. Esciba en la tabla los resultados obtenidos:

Muestra ml gastados ml gastados

fase acuosa fase orgánica

1

2

3

8.4. Resultados

Determinan las concentraciones y obtener el coeficiente de reparto. Conocido el

volumen de hidroxido de sodio gastado, las concentraciones de ácido acético se

calculan aplicando la ecuación:

11 = 22

Una vez calculadas las molaridades de ácido acético para cada una de las distintas

fases, calcular el valor del Coeficiente de Reparto (usar el valor medio obtenido

en los tres embudos).

=1

2

66 8. Coeficiente de Reparto

donde, 1 = Concentración del ácido acético existente en la fase acuosa, y 2

= Normalidad del ácido acético existente en la fase etérea.

En la siguiente tabla escriba sus resultados y calule un coeficiente promedio con

su desviación.

Muestra ±

1

2

3

8.5. Conclusiones

8.6. Bibliografía

Práctica 9

Diagrama de equilibrio ternario del

sistema Tolueno-Agua-Ácido

acético


Obtener experimentalmente un diagrama de equilibrio ternario del sistema Tolueno-

Agua-Acido acético.

9.2. Introducción

Diagramas ternarios

Un diagrama ternario, también denominado gráfica o gráfico ternario o triangular,

es un diagrama baricéntrico en tres variables que suman una constante. Representa

gráficamente los valores de tres variables como las posiciones en un triángulo equilátero,

y se utiliza en petrología, mineralogía, metalurgia y otras ciencias físicas para mostrar

la composición de sistemas compuestos de tres especies.

En un diagrama ternario, la suma de las proporciones de las variables a, b y c es

igual a una constante K, que se suele representar como 1,0 o 100%. Como aunque hay

tres variables hay una que depende de las otras, sólo se requiere de dos coordenadas

para encontrar el punto correspondiente a una muestra, es decir, se pueden representar

las tres variables en un gráfico bidimensional.

El comportamiento de los sistemas ternarios en equilibrio se estudia por medio de

gráficos, que se conocen como diagramas de fase; se obtienen graficando en función de

67

68

9. Diagrama de equilibrio ternario del sistema Tolueno-Agua-Ácido

acético

variables como presión, temperatura y composición y el sistema en equilibrio queda

definido para cada punto (los gráficos de cambio de estado físico ó de presión de vapor

de una solución de dos líquidos son ejemplos de diagramas de fases).

La mayoría de los diagramas de fase han sido construidos según condiciones de equi-

librio (condiciones de enfriamiento lento), siendo utilizadas por ingenieros y científicos

para entender y predecir muchos aspectos del comportamiento de materiales.

Manejo de los diagramas triangulares

Un sistema ternario puede fácilmente representarse mediante un diagrama triangu-

lar.

Cada vértice representa el 100% del componente representado en dicho vértice. Los

lados del triángulo representan mezclas binarias de los componentes situados en los

vértices extremos.

Un punto situado en el interior del triángulo representa a una mezcla ternaria. Para

establecer el punto que representa una mezcla de 25% de A, 25% de B y 50% de

C, podemos proceder del siguiente modo: el punto .a"sobre el lado AB representa el

25% de A. Tracemos una línea de trazos desde el punto .a.al lado opuesto del triángulo

paralela al lado BC. Todas las mezclas que contengan 25% de A se hallarán sobre

esta línea de trazos. El punto "b"del lado AC representa el 50% de C. Tracemos una

línea de trazos paralela a AB hasta el lado opuesto del triángulo. Del mismo modo

se selecciona un punto ç.en el lado de BC que represente el 25% de B y se traza la


acético 69

línea adecuada. La intersección de estas tres líneas señala el punto que representa la

composición de la mezcla.



Material

2 Buretas Soporte universal

3 Matraz erlenmeyer de 100 ml Vaso de precipitados

Reactivos

Tolueno Agua

Ácido acético


1. Agregar en un matraz de 100 ml, 5 ml de tolueno y 1 ml de agua destilada.

2. Posteriormente, llenar una bureta de 25 ml con ácido acético concentrado y agre-

garla a la solución preparada en el punto anterior, hasta que no se observen las

dos fases. Registrar el volumen gastado.

3. En el mismo matraz se agregan de 5 ml de tolueno en 5 ml hasta completar un

volumen de 25 ml, en cada adición agrege el ácido acético hasta que ya no se

observen las dos fases. Registrar los datos en la siguiente tabla:

Experimento ml. de tolueno ml. de agua ml. de ácido acético

1 5 1

2 10 1

3 15 1

4 20 1

5 25 1

4. En otro matraz se agregan 2 ml agua destilada y 5 ml de tolueno, mezclar y

titular con ácido acético hasta que no se observaran las dos fases.

5. Agregar un volumen de agua, de 3ml, 4ml, 5ml y 6ml, el volumen de tolueno sigue

igual. Titular la muestra con ácido acético cada que se agregue el agua y registrar

el volumen gastado. Utilice la siguiente tabla para registar sus resultados.

70


acético


6 5 2

7 5 3

8 5 4

9 5 5

10 5 6

6. En otro matraz se prepara una solución de 12.5 ml de agua con 2 ml de tolueno,

mezclar, y titular con ácido acético registrando el volumen gastado.

7. Posteriormente, se agrega más cantidad de agua de 12. 5 en 12.5 hasta llegar a

62,5 en total, dejando el volumen del tolueno igual. Cada aumento de volumen se

titulará con ácido acético y se registrará el volumen gastado. Utilice la siguiente

tabla para registrar sus resultados.


11 2 12.5

12 2 25.0

13 2 37.5

14 2 50.0

15 2 62.5

9.4. Resultados

Con los valores de la densidad y el volumen de cada una de las especies, calcular

la masa. Reporte sus resultados en la siguiente tabla:


acético 71

Experimento masa de tolueno masa de agua masa de ácido acético

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

Con los valores de la mas y el peso molecular de cada una de las especies, el

número de moles y la fracción mol de cada componente. Reporte sus resultados

en las siguientes tablas:

Experimento 1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

Construir diagrama ternario con las datos obtenidos anteriomente y anexelo al

reporte.

72


acético

9.5. Conclusiones.

9.6. Bibliografia.

Práctica 10

Determinación de pesos

moleculares: Método de la

disminución del punto de

congelación.


Saber preparar soluciones e interpretar de forma adecuada las distintas formas que

se utilizan para representar la concentracion.

10.2. Introducción

Cuando a un líquido puro se le añade una pequeña cantidad de un soluto no volátil,

su presión de vapor y su punto de congelación disminuyen. Se ha determinado que

esta disminución es proporcional al número de partículas (moléculas o iones) del soluto

disuelto en un determinado peso de disolvente. La expresión matemática de este efecto

es:

∆ = ∗ (10.1)

donde∆ es la disminución del punto de congelación del disolvente puro, la constante

del punto de congelación y la concentración molal de las partículas de soluto (esto es,

la concentración expresada en moles de partículas de soluto por 1000 g de disolvente).

La constante del punto de congelación, , es diferente para cada disolvente, pero no

73

74

10. Determinación de pesos moleculares: Método de la disminución del

punto de congelación.

depende del soluto. En la Tabla 1 se dan los valores de k de algunas sustancias.

Cuadro 10.1: Constantes molales de disminución del punto de congelaciónSustancia k (◦C kg/mol) Punto de fusión (◦C)Benceno 5.1 5.5

Difenilo 8.0 70

Alcanfor 40.0 177

Bromuro de etileno 11.8 9.8

Naftaleno 6.9 80.2

Agua 1.86 0.0

El valor 8.0 ◦C kg/mol para el difenilo indica que 1 mol de cualquier sustancia no

disociable, disuelta en 1 kg de este disolvente, disminuirá 8.0◦C el punto de congelación.

Los pesos moleculares obtenidos con este método pueden no ser muy exactos, pero

esto no les resta utilidad. Por regla general se conoce ya la fórmula empírica del com-

puesto -por ejemplo, C6H14O- en base al análisis elemental, y la medición de la dismin-

ución del punto de congelación, aun no siendo muy precisa, permite seleccionar entre

C6H14O, C12H28O2, C18H42O3, etc. Los pesos moleculares de estas fórmulas son 102,

204, 306, etc. y la determinación no necesita ser muy exacta para poder escoger el valor

real.



Material

1 vaso de precipitados de 600 ml 1 termómetro

3 tubos de ensayo de 20 X 150 mm 3 varillas de vidrio

Matraz aforado de 100 ml Balanza

Reactivos

Benceno Hielo

Anilina


1. Compruébese la calibración del termómetro y el punto de congelación del benceno

puro con el siguiente método.


punto de congelación. 75

Pónganse 12 ml de benceno en un tubo de ensayo de 20 X 150 mm.

Introdúzcase un termómetro y sumérjase el tubo en un vaso con hielo, agitando

el líquido con el termómetro. Recuérdese que el termómetro es mucho más frágil

que un agitador de vidrio. Los cristales de benceno deberán comenzar a formarse

aproximadamente a 5.5◦C, y la temperatura permanecerá constante durante unos

minutos si la agitación es suficiente. Regístrese esta temperatura leyéndola tan

exactamente como sea posible.

Retírese el tubo del hielo sin suspender la agitación, y vuélvase a leer la temper-

atura. Poniendo y retirando el tubo en el hielo varias veces, se debe llegar a una

temperatura aproximadamente constante que equivale al punto de congelación

del benceno. El porcentaje de líquido que se congela a esta temperatura debe ser

aproximadamente el 5% del total.

2. Pónganse unos 12 ml (pesados con exactitud) de benceno en un tubo de ensayo de

20 x150 mm y determine su masa, pesando el tubo antes y después de introducir

los 12 ml de benceno.

3. Pésese con exactitud 1 g de anilina y disuélvase completamente en el benceno.

4. Determínese el punto de congelación de esta solución en la misma forma que para

el benceno puro. En esta parte es en extremo importante leer la temperatura

cuando sólo ha cristalizado una pequeña cantidad (5% o menos), pues dicha

temperatura disminuye rápidamente si solidifica más disolvente. Reporte en la

siguiente tabla los valores experimentales encontrados:

Experimento − ∆

1

5. Repítase el procedimiento de determinación del punto de congelación, dos veces

más, volviendo a pesar las cantidades apropiadas de benceno y de soluto. No es

necesario volver a determinar el punto de congelación del benceno puro, registre

los valores encontrados:

Experimento − ∆

2

3

76


punto de congelación.

10.4. Resultados

Calcúlese el peso molecular de la muestra problema, así como la incertidumbre

experimental del valor obtenido, de acuerdo al siguiente procedimiento:

Sustitúyanse en la ecuacuión 10.1 la constante de disminución del punto de con-

gelación del benceno (Tabla 1) y la diferencia de temperatura que se midió en el

experimento, ∆ . Esto permite resolver la ecuación para la concentración molal

del soluto.

Divídase la concentración molal (moles de soluto/1000 g de disolvente) entre 1000,

para convertirla a moles de soluto/g de disolvente. Multiplíquese este número por

los gramos de benceno que se usaron, para obtener el número de moles de soluto

en la solución. Con el número de gramos de soluto que se utilizaron y el número

de moles calculados, obténgase el peso molecular del soluto.

Calcule el peso molecular de la anilina y comparelo con el valor promedio obtenido.

() ()experimental % error

10.5. Conclusiones

10.6. Bibliografia

Hess G.G. y Kask U. “Química General Experimental”. CECSA, . pp. 123 a 125.

México.

Parte III

Equilibrio, Cinética Química y

Electroquímica.

77

78


Práctica 11

Obtención de la constante de

equilibrio químico


Determinar el valor de la constante de equilibrio químico para una reacción ho-

mogénea e irreversible

11.2. Introducción

La constante de equilibrio se define como: üna medida de posición que indica si

una reacción química está desplazada hacia los productos (reacción directa), es decir,

mayor formación de productos; o, si está desplazada hacia los reaccionantes o reactivos

(reacción inversa), en este caso mayor disociación de productos para volver a formar

los reaccionantes".

Cuando se alcanza el equilibrio químico las moléculas de los reaccionantes y de

los productos se combinan y descomponen continuamente dando lugar a un equilibrio

dinámico. Para que la reacción entre en equilibrio se requiere que se desarrolle en un

sistema cerrado donde la temperatura, presión y concentración sea constante.

La constante de equilibrio equivale al producto de las concentraciones de las sustan-

cias formadas en una reacción química reversible en la que se ha alcanzado el equilibrio,

dividido entre el producto de las concentraciones de las sustancias que reaccionan, ele-

vada cada una a un exponente igual al coeficiente que precede a su respectiva fórmula

en la ecuación química ajustada.

En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades

79

80 11. Obtención de la constante de equilibrio químico

químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio

neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando el proceso

químico evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La

velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero,

pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones

de los reactivos o productos

La Ley del equilibrio químico se enuncia de la siguiente manera: “En un sistema de

equilibrio, el producto de las concentraciones (mol/L) de las sustancias resultantes,

entre el producto de las sustancias reaccionantes, cada una de ellas elevada a una

potencia igual al número de moles que intervienen en la reacción, es un valor constante

para cada temperatura”.

El rango del valor de sirve para predecir el comportamiento del sistema en equi-

librio.

Cualquier reacción química tiene una condición de equilibrio característica a una

cierta temperatura. El estado de equilibrio de una reacción se alcanza cuando la ve-

locidad de reacción directa (formación de y ) es igual a la velocidad de la reacción

inversa (formación de y ), de acuerdo a la siguiente reacción:

+ ¿ +

11.2.1. Cinetica del experimento a realizar

En este caso de estudio se considerará la siguiente reacción:

Fe3+() + 6 SCN−() ↔ Fe(SCN)

3−6()

La cual se lleva a cabo en medio acuoso; la concentración complejo colorido se

determina mediante titulación de un volumen conocido de solución de oxalato de sodio,

de molaridad definida. A partir del volumen de cada solución utilizada, se puede calcular

la concentración del Fe3+ y del SCN−.

11. Obtención de la constante de equilibrio químico 81



Material

vaso de precipitado de 150 ml Soporte Universal

6 matraces Erlenmeyer Marcador

2 buretas de 25 ml

Reactivos

Cloruro férrico. Tiocianato de amonio.

Oxalato de sodio Ácido clorhídrico concentrado

Nitrato de sodio. Cloruro de calcio

Cloruro de amonio. Agua destilada


1. Prepare las siguientes soluciones:

Reactivo volumen concentración

Cloruro férrico 100 ml 1 M

Tiocianato de amonio 100 ml 1 M

Oxalato de sodio 250 ml 0.1 M

2. En un vaso de precipitados de 150 ml se agregan 0.5 ml de cloruro férrico, 0.5 ml

de solución de tiocianato de amonio y 100 ml de agua destilada.

3. Divida la solución resultante en porciones aproximadamente iguales y colóquelas

en cinco matraces numerándolos del uno al cinco. El matraz número.1 será el

patrón de comparación.

4. Tome el matraz número 2 y agregue gota a gota solución de tiocianato de amonio,

hasta que observe un cambio en la coloración. Registre los cambio observados.

5. Tome el matraz número 3 y añada gota a gota solución de cloruro férrico, hasta

que observe un cambio en la coloración. Registre los cambio observados.

6. Al matraz número agregue aproximadamente 0.1 gr. de nitrato de sodio.

7. Para el matraz número de igual forma añada 0.1 gr. de cloruro de amonio.

82 11. Obtención de la constante de equilibrio químico

8. Titular las 5 muestras utilizando el oxalato de sodio hasta que las muestras tengan

un color amarillo claro. Registre los volumenes empleados para cada uno de los

casos en la siguiente tabla:

Matraz ml empleados de oxalato de sodio

1

2

3

4

5

11.4. Resultados

A partir de la reacción química propuesta escriba la expresión para el calculo de

la constante de equilibrio.

Con los datos de los mililitros gastados calcule la concentración del complejo col-

orido para cada caso, finalmente calcule la constante de equilibrio con la ecuación

propuesta y complete la siguiente tabla.

No.£Fe(SCN)

3−6

¤ £Fe3+

¤ £SCN−

¤K

1

2

3

4

5

Explique las variaciones, para los valores de la constante obtenida.

11.5. Conclusiones

11.6. Bibliografia

Práctica 12

Efecto de la temperatura en el

equilibrio químico

12.1. Objetivo del aprendizaje

Comprender el efecto que tiene la temperatura en el equilibrio químico y calcular la

energia de reacción para la sintesis de acetato de etilo en medio ácido.

12.2. Fundamento Teórico

El principio de Le Chatelier predice que el sistema en equilibrio tiende a desplazarse

en la dirección endotérmica si se aumenta la temperatura, para absorber energía en

forma de si se disminuye la temperatura, ya que tal respuesta se opone a la reducción

de temperatura.

Podemos resumir estas conclusiones como sigue:

Reacciones exotérmicas: el aumento de temperatura favorece los reactivos.

Reacciones endotérmicas: el aumento de temperatura favorece los productos.

Intentaremos justificar estas afirmaciones y veremos cómo podemos cuantificar estos

cambios, para ellos se empleará la ecuación de van’t Hoff, 12.1, que es una expresión

de la pendiente de la representación de la constante de equilibrio (específicamente, In

) frente a la temperatura. Se puede expresar en cualquiera de estas dos formas:

ln

=

∆0

2 ln

(1 )= −∆0

(12.1)

83

84 12. Efecto de la temperatura en el equilibrio químico

Cualquiera de estas expresiones pude ser deriva de la expresión para la constante de

equilibrio que esta en función de la energía libre de Gibbs:

ln = −∆∗( )

derivando con respecto a la temperatura:

ln

= − 1

∆∗( )

Las diferenciales son completas puesto que y ∆∗( ) sólo dependen de la temper-

atura, no de la presión. Para desarrollar esta ecuación podemos utilizar la ecuación de

Gibbs-Helmholtz en la forma

∆∗( )

=

∆0

2

donde ∆0 es la entalpía de reacción estándar a la temperatura . Combinando las

dos ecuaciones se obtiene la ecuación de van’t Hoff. La segunda forma de la ecuación

se obtiene introduciendo la relación:

(1 )

= − 1

2

por lo tanto

= − 2 (1 )

Integrando la primera forma de la ecuación de van’t Hoff se obtiene:

ln2

1

=∆0[2 − 1]

[21]

Esta ecuación nos sirve para encontrar el calor de la reacción (∆0) cuando se

conocen las constantes de equilibrio a dos temperaturas distintas.

La ecuación de van’t Hoff muestra que para una reacción exotérmica en condiciones

estándar (∆0 0), 0 (y, por tanto, 0). Una pendiente negativa

significa que , y por tanto la propia, disminuyen al aumentar la temperatura. Así

pues, como se ha planteado antes, si la reacción es exotérmica este aumento desplaza

el equilibrio hacia productos.

Ocurre lo contrario si la reacción es endotérmica.

12. Efecto de la temperatura en el equilibrio químico 85



Materiales

1 Matraz balón de doble boca de 500 ml. 2 Matraces Erlenmeyer de50 ml.

1 Refrigerante con pinzas. Pipetas de 5 y 10 ml.

2 Soportes universales. Pinzas para bureta doble y sencilla.

1 Bureta graduada de 25 ml. 1 Parrilla.

2 Matraces volumétricos de 250 ml Termómetro.

1 Matraz volumetrico de 100 ml. 1 Baño maría.

Reactivos

Ácido acético 4N. Hidróxido de sodio 0.3N.

Alcohol etílico absoluto Fenolftaleína.

Ácido clorhídrico 0.5N.

12.4. Procedimientos

1. Realice los calculos necesarios para preparar las siguientes soluciones:


Ácido acético 250 ml 4 N

Ácido clorhídrico 100 ml 0.5 N

Hidróxido de sodio 250 ml 0.3 N

2. En el matraz de doble boca de agregar 30 ml de ácido acético 4N, 10 ml de alcohol

etílico y 10 ml de ácido clorhídrico 0.5N (catalizador), medidos con mucho cuida

utilizando las pipetas

3. Armar el sistema de reacción con reflujo que se muestra en la figura, (matraz de

dos bocas, refrigerante en posición de reflujo , baño maría y parrilla de calefacción)

verifique que no existan fugas.

4. Utilizando el baño maría, calentar el matraz a 55 ◦C, manteniendo esta temper-

atura durante una hora.

5. A la hora, quitar el matraz y el refrigerante (sin separarlos), esperar un poco y

tomar una muestra de 2 ml.

6. Volver a colocar el matraz en el baño maría para que no pierda su temperatura.


Figura 12.1: Equipo de reacción con reflujo

7. Poner la muestra en un matraz erlenmeyer de 50 ml (previamente sumergido en

un baño de hielo, para detener la reacción) y titularla con hidróxido de sodio y

fenolftaleína (inmediatamente después de tomar dicha muestra).

8. Se siguen valorando las muestras cada diez minutos, a la misma temperatura,

hasta que los resultados de las valoraciones varíen de 0.1 a 0.2 ml (cuando se

considera que se llegó al equilibrio).

9. Con los datos de los volumenes empleados para cada una de las muestras, llene

la siguiente tabla:

Muestra ml de hidróxido de sodio

1

2

3

4

5

10. Una vez terminada la reacción, disponga de forma adecuada los residuos.

11. Repetir este experiemnto, utilizando las mismas cantidades de ácido acético, de

alcohol etílico y catalizador, pero ahora a una temperatura de 65 ◦C.

12. Con los datos obtenidos a esta temperatura complete la siguiente tabla:

12. Efecto de la temperatura en el equilibrio químico 87

Muestra ml de hidróxido de sodio

1

2

3

4

5

12.5. Resultados

Con los datos de equilibrio obtenga los valores de el número de moles de las

especies en el equilibrio, y complete la siguiente tabla:

T1 T2Moles iniciales del ácido acético,

Moles iniciales del alcohol etílico,

Moles del catalizador,

Moles iniciales de agua (en reactivos),

Moles de ácido acético en el equilibrio,

Moles de alcohol etílico en el equilibrio,

Moles de acetato de etilo en el equilibrio,

Moles de agua en el equilibrio,

Escriba la ecuación para el cálculo de la constante de equilibrio, como función

del número de moles, para la reacción en particular.

Determine para cada temperatura el valor de 1 y 2, escriba los valores

encontrados en la siguiente tabla:

1 2Constante de equilibrio

Con los valores de K y T, determine el valor del calor de reacción estandar,

utilizando la ecuación de van’t Hoff, reporte este valor:


Calor de reacción estandar, ∆0

12.6. Conclusiones

12.7. Bibliografia

Práctica 13

Efecto de la concentración en el

equilibrio químico


Comprender el efecto que tiene la concentración en el equilibrio químico en una

reacción.

13.2. Introducción

A causa de la importancia fundamental de los cálculos del equilibrio de una reacción

supondremos que es la constante de equilibrio en función de la concentración en una

reacción química, el principio de la constante es valido solo en el punto de equilibrio,

no se aplica a las concentraciones posibles de hallar en un sistema en reacción sino

únicamente en el equilibrio verdadero, y a menos que se reemplacen en la ecuación 13.1

las concentraciones correspondientes al punto de equilibrio, no cabe esperar obtener

valores de las constantes.

=

(13.1)

La constante de equilibrio de una reacción a una temperatura fija, es independiente

de la concentración o presión para todas las concentraciones o presiones. Además su

variación respecto a la temperatura es predecible termodinámicamente. La magnitud

de la constante determina la extensión a la cual procederá una reacción particular

bajo condiciones establecidas. Un valor grande de señala que el numerador de la

expresión de la constante lo es en comparación con el denominador; es decir, que las

89

90 13. Efecto de la concentración en el equilibrio químico

concentraciones de los productos son mayores que la de los reactivos, y que la reacción

favorece la formación de los productos. Por otra parte cuando es pequeña, las

concentraciones de los reactivos son grandes en comparación con las de los productos

y todo indica que la reacción no procederá en cantidad apreciable bajo las condiciones

señaladas.

En ésta práctica se estudiará la siguiente reacción:

325 +2←−−−−−−−−→ 3 + 25

El acetato de etilo es un éster y se puede hidrolizar en ácido acético y alcohol

etílico. Los ésteres tienen olores muy agradables y comunes, la industria de los perfumes

sintéticos depende en gran manera de la química de éstos. El ácido acético es un líquido

incoloro de olor penetrante y sabor amargo, muy utilizado en la producción del acetato

de rayón, plásticos, películas fotográficas y disolventes para pinturas. El alcohol etílico

es un líquido transparente, incoloro, con sabor a quemado y un olor agradable muy

característico, es conocido como “alcohol del vino”. Es un disolvente eficaz en un gran

número de sustancias y se utiliza en la elaboración de perfumes, lacas y explosivos.



Material

1 Bureta graduada de 25 ml 1 Pipeta de 5 ml

2 Matraces Erlenmeyer de 50 ml. 1 baño maría

1 Pipeta de 10 ml. 2 Soportes universales

1 Matraz Balón de 500 ml Parrilla de calentamiento

1 Refrigerante. 1 Pinza para bureta

1 Pinza para refrigerante Termómetro

Reactivos

Acetato de etilo Ácido clorhídrico 2 N

Hidróxido de sodio 0.5 N. Agua

Fenolftaleína

13.3.2. Procedimiento:


13. Efecto de la concentración en el equilibrio químico 91


Ácido clorhídrico 250 ml 2 N

Hidróxido de sodio 250 ml 0.5 N

2. En el matraz balón de dos bocas 500 ml agregar 30 ml de agua destilada, 40 ml

de acetato de etilo y 30 ml de ácido clorhídrico 2 N (catalizador).

3. Unir el matraz con el refrigerante en posición de reflujo, ver 13.1, para evitar que

se volatilicen las sustancias al aumentar la temperatura.


4. Calentar el matraz a una temperatura de 70 ◦C para acelerar la reacción durante

una hora en baño maría.

5. A la hora, quitar el matraz y el refrigerante (sin separarlos), esperar un poco y

tomar una muestra de 2 ml. volver a colocar el matraz en el baño maría para que

no se pierda su temperatura.

6. Poner la muestra en un matraz Erlenmeyer de 50 ml y titular con hidróxido de

sodio y fenolftaleína (inmediatamente después de tomar dicha muestra).

92 13. Efecto de la concentración en el equilibrio químico

7. Se siguen valorando las muestras cada 5 minutos, a la misma temperatura hasta

que los resultados de las valoraciones varien de 0.1 a0.2 ml (cuando se considera

que llego al equilibrio).

8. A partir de los datos experimentales obtenidos en la practica complete la siguiente

tabla

Muestra Vol. empleado

1

2

3

4

5

9. Se vuelve a repetir todo el procedimiento, pero ahora agregando en el matraz

balón de dos bocas 30 ml de agua destilada, 20 ml de acetato de etilo y 15 ml

de ácido clorhídrico 2N (catalizador).Con los datos del volumen empleado de

hidróxido de sodio complete la siguiente tabla

Muestra Vol. empleado

1

2

3

4

5

13.4. Resultados

Con los datos de equilibrio obtenga los valores de el número de moles de las

especies en el equilibrio, y complete la siguiente tabla:

1 2Moles iniciales de acetato de etilo,

Moles iniciales de agua,

Moles del catalizador,

Moles de ácido acético en el equilibrio,

Moles de alcohol etílico en el equilibrio,

Moles de acetato de etilo en el equilibrio,

Moles de agua en el equilibrio,

13. Efecto de la concentración en el equilibrio químico 93

Escriba la ecuación para el cálculo de la constante de equilibrio, como función

del número de moles, para la reacción en particular.

Determine para cada temperatura el valor de 1 y 2 , escriba los valores

encontrados en la siguiente tabla:

1 2Constante de equilibrio

13.5. Conclusiones

13.6. Bibliografia

Práctica 14

Efecto de la temperatura en la

velocidad de reacción.

14.1. Objetivo

Determinar experimentalmente el efecto de la temperatura en la velocidad de reac-

ción en una reacción de óxido — reducción.

14.2. Fundamento teórico

La velocidad de la mayoría de reacciones es muy sensible a la temperatura, ob-

servándose experimentalmente que dicha velocidad aumenta con la temperatura. Esta

dependencia se ve ligada a la constante de velocidad. Una de las ecuaciones más repre-

sentativas de la variación de dicha constante con la temperatura, es la ecuación cinética

empírica de Arrhenius, formulada por él en 1889:

= exp

½

¾donde es el factor de frecuencia, el cual es una función de la tempertauta, la

energía de activación, la constante de los gases, la temperatura absoluta a la que

ocurre la reacción y la constante de velocidad.

Si se aplican logaritmos a la expresión anterior obtenemos:

ln = ln−

94

14. Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción. 95

Si disponemos de valores de k a dos temperaturas distintas 1 y 2 podemos calcular

el cociente 12 y por tanto la energía de activación de la reacción, :

log

µ1

2

¶=

2303∗µ1

1− 1

2

¶como podemos ver en la ecuación anterior, si no se pueden calcular independiente-

mente los valores absolutos de las constantes de velocidad, bastará con disponer del

valor de la relación 12 para poder deducir .

En este experimento se determinará el efecto de la temperatura en la velocidad de

reacción en la siguiente reacción:

2KMnO4()+3H2SO4()+5H2C2O4() → K2SO4()+2MnSO4()+8H2O()+10CO2()

Donde el color de los reactivos es rosado debido a la presencia del permanganato y

los productos son incoloros.



Material

12 tubos de ensaye 1 vaso de precipitado de 250 ml

2 matraces voluméticos de 250 ml Parrilla de calentamiento

1 matraz volmétrico de 100 ml Baño maría

2 buretas de 25 ml Balanza analítica

1 pipeta Gradilla

Reactivos

Permanganato de potasio Ácido oxálico

Ácido sulfúrico Agua




Permanganato de potasio 250 ml 5*10−4 MÁcido sulfúrico 100 ml 0.25 M

Ácido oxálico 250 ml 2.5*10−3 M

96 14. Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción.

2. Mediante una bureta coloque 5 ml de solucion de permanganato de potasio en

seis tubos de ensayo, marque cada uno de los tubos del 1 al seis.

3. Adicionar a cada tubo de ensayo 1 ml de H2SO4 0.25 M.

4. Agregue a otros seis tubos de ensayo por medio de una bureta 9 ml de ácido

oxálico.

5. Coloque el tubo numero uno, que contiene el permanganato y el ácido sulfúrico,

y uno de los tubos de ensayo con el ácido oxálico en un vaso de 250 ml en agua

a 25◦C.

6. Mantenga la temperatura del baño tan cercana como sea posible esta temperatu-

ra. Después de aproximadamente 5 minutos se puede suponer que la temperatura

de los reactivos es igual a la temperatura del baño.

7. Rápidamente, pero con precisión, vierta el ácido oxálico en el tubo de ensayo

conteniendo la solución de permanganato y ácido sulfúrico.

8. Mida el tiempo requerido para que el ácido oxálico reaccione totalmente con el

permanganato y el ácido sulfúrico (mantenga el tubo de ensayo a la temperatura

de 25◦C).

9. Repita el procedimiento con los siguientes tubos, pero en cada caso la temperatura

del baño de agua deberá mantenersea a las temperaturas indicadas en la siguiente

tabla.

Tubo Temperatura del baño

2 35◦C3 45◦C4 55◦C5 65◦C6 75◦C

10. Registre los datos del tiempo reqerido para cada uno de los tubos a las distintas

temperaturas iniciales

14. Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción. 97

Tubo Temperatura del baño Tiempo empleado

1 25◦C2 35◦C3 45◦C4 55◦C5 65◦C6 75◦C

14.4. Resultados

Construya una gráfica de tiempo empleado (eje de la ) en función de la temper-

atura (eje de las ).

14.5. Conclusiones

Práctica 15

Determinación del orden de una

reacción


Determinar el orden de una reacción por el método integral, para la reacción de

halogenación de acetona en medio ácido.

15.2. Introducción

Una ecuación cinética caracteriza a la velocidad de reacción y su forma puede

provenir de consideraciones teóricas o ser simplemente el resultado de un procedimiento

empírico de ajuste de curvas. En ambos casos, el valor de los coeficientes cinéticos de la

ecuación solamente pueden determinarse por vía experimental, ya que en la actualidad

resultan inadecuados los modelos de predicción.

La determinación de la ecuación cinética suele realizarse,mediante un procedimiento

en dos etapas: primero se determina la variación de la velocidad con la concentración

a temperatura constante, y después la variación de los coeficientes cinéticos con la

temperatura, para obtener la ecuación cinética completa.

Los aparatos para obtener los datos empíricos pueden clasificarse en dos tipos: re-

actores discontinuos o por cargas, y reactores de flujo. El reactor discontinuo es sim-

plemente un recipiente en el que están contenidas las sustancias mientras reaccionan;

lo que hemos de determinar es la extensión de la reacción para diversos tiempos, que

puede seguirse por varios caminos, por ejemplo:

98

15. Determinación del orden de una reacción 99

1. Siguiendo la marcha de la concentración de un determinado componente.

2. Siguiendo la variación de alguna propiedad física del fluido, tal como la conduc-

tividad eléctrica o el índice de refracción.

3. Siguiendo la variación de la presión total, en un sistema a volumen constante.

4. Siguiendo la variación del volumen, en un sistema a presión constante.

El reactor discontinuo experimental suele operar isotérmicamente y a volumen con-

stante, debido a la fácil interpretación de los resultados experimentales procedentes de

las experiencias efectuadas en estas condiciones. Este reactor es un dispositivo relati-

vamente sencillo, adaptable a experiencias de laboratorio en pequeña escala y necesita

sólo pequeños instrumentos o aparatos auxiliares; es el dispositivo preferido para la

obtención de datos cinéticos en sistemas homogeneos.

Para analizar los datos cinéticos se emplean dos métodos: el integral y el diferencial.

En el método integral seleccionamos una forma de ecuación cinética. Una vez integrada

esta ecuación, de su forma se deducen las coordenadas que han de tomarse para que

la representación del tiempo frente a una función de la concentración sea una recta. Si

los datos experimentales se distribuyen sobre una recta, decimos que es satisfactoria

la ecuación cinética seleccionada. En el método diferencial ensayamos directamente el

ajuste de la expresión cinética a los datos, sin integración alguna. Sin embargo, como

esta expresión es diferencial, antes de intentar el procedimiento de ajuste hemos de

calcular los valores de¡

¢a partir de los datos.

15.2.1. Método integral de análisis de datos

Procedimiento general. En el metodo integral de análisis se ensaya siempre una

ecuación cinéica particular, se integra y se comparan los datos calculados de concen-

tración (C) frente a tiempo (t) con los datos experimentales de C frente a t, y si el

ajuste no es satisfactorio se sugiere y ensaya otra ecuación cinética. El procedimiento

general de cálculo puede resumirse del modo siguiente:

1. En un sistema de volumen constante la expresión cinttica para la desaparición

del reactante A será de la forma siguiente:

= −

= ()

100 15. Determinación del orden de una reacción

Figura 15.1: Ensayo de una ecuacibn cinética por el método integral de análisis

2. Se separan variables de la ecuación anterior, resultando:

()=

3. En la que () solamente ha de contener concentraciones de sustancias que

puedan expresarse en función de . La integración de esta ecuación puede hac-

erse analítica o gráficamente, para dar:Z

0

()=

Z

0

=

4. Esta función de la concentración es proporcional al tiempo, por lo tanto una rep-

resentación tal como la de la figura 15.1 ha de conducir a una recta de pendiente

para esta ecuación cinética particular.

5. A partir de los datos experimentales se calculan los valores numéricos de la inte-

gral y se representan frente a los correspondientes tiempos en la figura 15.1.

6. Se observa si estos datos se distribuyen sobre una recta que pasa por el origen;

en caso afirmativo podemos decir que la ecuación cinética ensayada se ajusta a

los datos. Si los datos se distribuyen mejor sobre una curva, hemos de rechazar

esta ecuación cinética y su mecanismo, y ensayar con otra ecuación.

El método integral es especialmente adecuado para ajustar reacciones sencillas cor-

respondientes a reacciones elementales.


15.2.2. Reacción química de estudio.

La reacción de yodación de acetona presenta una cinética lenta en condiciones nor-

males, pero la reacción se acelera considerablemente en condiciones ácidas. En disolu-

ción acuosa la reacción de yodación de la acetona (2-propanona) catalizada por ácido

puede describirse como:

CH3COCH3 + I2 → CH3COCH2I+HI

Dado que, en la halogenación de cetonas catalizada por ácido, cada paso sucesivo

de halogenación es más lento que el paso anterior y dado que en las condiciones en que

se llevará a cabo la reacción estará presente un exceso de acetona respecto al yodo,

podemos suponer que la especie formada será la -monoyodoacetona.

Para la determinación de la ecuación cinética de la reacción se empleará el método

de aislamiento de Ostwald. Para ello, se empleará un exceso de acetona y de ácido

respecto a la concentración de yodo presente. De forma que, podrá suponerse que las

concentraciones de acetona y de ácido permanecen prácticamente constante durante la

reacción.

£H+¤0 [CH3COCH3]0 [I2]⇒

£H+¤ [CH3COCH3] =

La ecuación cinética para la reacción tendrá la forma:

= [CH3COCH3]£H+¤[I2]

Siendo la constante cinética, , , y los órdenes parciales de reacción respecto

a la acetona, al ácido y al yodo. Como consideramos que la concentración de ácido y

acetona permanecen constantes durante la reacción, la ecuación anterior se transforma

en:

= [I2]

Por tanto, la reacción será de pseudo-orden . Siendo la constante aparente que

se observa que incluye la constante cinética real y los términos correspondientes a la

contribución del ácido y de la acetona, ya que:

= [CH3COCH3]£H+¤


Material

Matraz volumetrico de 250 ml Parrilla eléctrica.

Matraz Erlenmeyer de 50 ml con tapón Balanza analítica.

Probeta de 100 ml Termómetro

Bureta de 50 ml. Pinzas para bureta.

3 matraces Erlenmeyer de 250 ml Soporte completo

Pipeta graduada de 5 ml.

Reactivos

Ácido clorhídrico Yodo 0.1 N en yoduro de potasio al 4%

Bicarbonato de sodio. Acetona

Tiosulfato de sodio Agua destilada






Ácido clorhídrico 50 ml 1 N

Bicarbonato de sodio 250 ml 0.1 N

Tiosulfato de sodio 250 ml 0.01 N

Yodo, en yoduro de potasio, al 4% 50 ml 0.1 N

2. Agregar 10 ml de solución de yodo y 10 ml de solución de ácido clorhídrico en un

matraz.

3. Agregar al matraz 180 ml de agua destilada, para completar un volumen de 200

ml.

4. Posteriormente, en un vaso de precipitados agregar 1.5 ml de acetona con 15 ml

de agua destilada.

5. Verter en un matraz las soluciones antes preparadas. Utilizando un baño maría

llevarlas a una temperatura de 30 ◦C y mantener la temperatura constante.

6. Tomar muestras de 10 ml para el análisis inmediatamente después del comienzo

de la reacción y repetirlo cada 10 minutos.


7. A las muestras tomadas se les añadirán 10 ml de solución 0.1 N de bicarbonato

de sodio, valorándolas con una solución 0.01 N de tiosulfato de sodio en presencia

de almidón.

8. Se llega al equilibrio cuando la diferencia entre una y otra titulación sea mínima,

del orden de 0.1 y 0.2 ml.

9. Reporte en la siguiente tabla los volumenes empleados para cada una de las

muestras:

Tiempo (min) volumen Tiempo (min) volumen

0 50

10 60

20 70

30 80

40 90

15.4. Resultados

Con los datos de los volumenes empleados, calcule la concentración del yodo y

complete la siguiente tabla:

(min) [2] (3) (min) [2] (3)

0 50

10 60

20 70

30 80

40 90

Evalué los datos tiempo - concentración empleando el método integral, con-

siderando los ordenes: 0.0, 0.5, 1.0, 1.5 y 2.0, por lo que escriba las ecuaciones

integradas para cada uno de los casos antes mencionados:

Orden Ecuacion integrada

0.0

0.5

1.0

1.5

2.0


Con los resultados de los análisis estadísticos de los modelos cinéticos complete

la siguiente tabla:

Orden Ecuacion de ajuste 2

0.0

0.5

1.0

1.5

2.0

A partir de esta información escriba la ecuación de la velocidad para la reacción:

Ley de velocidad

Orden para el 2Constante aparaent

15.5. Conclusiones

15.6. Bibliografia

Práctica 16

Determinación de los parámetros

cinéticos utilizando el método

diferencial, saponificación de

acetato de etilo

16.1. Objetivo del aprendizaje

Utilizar el métod diferencial para analizar datos tiempo - concentración para deter-

minar el orden de reacción y la constante de la velocidad espécífica.

16.2. Fundamento Teórico

Para la química inorgánica, la hidrólisis es generalmente la inversa a la neutral-

ización, pero en química orgánica el campo es mas amplio, aquí se incluye entre otras

cosas la inversión de los azucares, la saponificación de grasas y esteres y el grado final

de la reacción Grignard; las cuales pueden ser continuas con agua pura, auque lenta e

incompleta.

Como ejemplo de la saponificación de un éster consideremos lo siguiente:

325 +←−−−−−−−−−−−−→3+ 25

Se lleva a cabo en una dilución acuosa con un pequeño exceso de álcali y transcurre

según una reacción de segundo orden. Para calcular la constante de la velocidad de la

105

106

16. Determinación de los parámetros cinéticos utilizando el método

diferencial, saponificación de acetato de etilo

reacción, se determina la cantidad de reactivos mediante la titulación de muestras de

iguales volúmenes de la mezcla, con una solución de ácido de concentración conocida,

durante intervalos de tiempo especificados y hasta alcanzar el equilibrio.

Como durante la saponificación se consume 1 mol de álcali para un mol de éster, el

número inicial de moles de éste último en la muestra será determinado por la diferencia

entre las cantidades inicial y final de álcali.

16.2.1. Método diferencial de análisis de velocidad

Cuando una reacción es irreversible, en muchos casos es posible determinar el orden

de reacción y la constante de velocidad específica diferenciando numéricamente los

datos de concentración contra tiempo. Este método aplica cuando las condiciones de

la reacción son tales que la velocidad es esencialmente función de la concentración de

un solo reactivo.

Para delinear el procedimiento que se usa en el método de análisis diferencial, con-

sideraremos una reacción que se efectúa isotérmicamente en un reactor por lotes de

volumen constante, registrando la concentración en función del tiempo, por ejemplo, si

para la reacción de descomposición

→ Productos

Si combinamos el balance de moles con la ley de velocidad, obtenemos:

r = −

=

Después de sacar el logaritmo natural de ambos miembros de la ecuación anterior

se obtiene:

ln

µ−

¶= ln + ln

observe que la pendiente de una gráfica de ln¡−

¢en función de ln es el orden

de reacción.


diferencial, saponificación de acetato de etilo 107

Figura 16.1: Método diferencial para determinar el orden de reacción

En esta reacción las concentraciones de los dos reactivos son significativas, por lo

que la ley de velocidad deberá ser escrita como:

r = −

=

donde es el acetato de etilo y es el hidróxido de sodio, sin embargo las concentra-

ciones de 0 y 0

son iguales, por lo que se puede considerar que la concentraciones

de y son iguales durante la reacción, por lo que la ley de velocidad se puede

interpretar como:

r = −

=

donde es el producto de las concentraciones, como esta son iguales es 2 y es el

orden global de la reacción. Al aplicar el método diferencial se obtiene:

ln

µ−

¶= ln + ln

108



16.3. Experimentación

16.3.1. Material y Equipo

Material

2 Matraces aforado de 1000 ml. 1 pinza para bureta.

1 Matraz aforado de 500 ml. 5 Matraces Erlenmeyer de 50 ml.

1 Embudo de talle largo. 1 Cronómetro.

1 Soporte universal completo. 1 Termómetro

1 bureta

Reactivos

Acetato de etilo 0.1 N. Fenolftaleina

Hidróxido de sodio 0.1 N. Hielo

Ácido clorhídrico 0.05 N.

16.4. Procedimientos

1. Unir el matraz con el refrigerante en posición de reflujo (Figura 1.1), para evitar

que se volatilicen las sustancias al aumentar la temperatura.




2. Calentar el matraz a una temperatura de 60 ◦C para acelerar la reacción durante

una hora en baño maría.

3. Se colocan en el reactor de fase liquida 100 ml. de acetato de etilo y 100 ml. de

hidróxido de sodio.

4. Se pone a funcionar el agitador para que el mezclado sea uniforme y se toma una

muestra de 2 ml a un tiempo igual a cero.

5. Se titula la muestra con la solución de ácido clorhídrico 0.05 N en el matraz de

50 ml el cual se ha puesto a enfriar anteriormente para detener la reacción y así

tomar la lectura correctamente.

6. Tomar muestras de dos mililitros cada cinco minutos y titularlas hasta que los

mililitros gastados de ácido entre una y otra titulación, varíen entre 0.1 o 0.2 ml.

7. A partir de los datos experimentales obtenidos en la practica complete la siguiente

tabla

tiempo (min) Vol. de ácido clorhídrico

0

5

10

15

20

25

30

35

16.4.1. PRECAUCIONES

1. No detener el cronómetro durante la práctica, sino hasta que termine el experi-

mento.

2. Dejar salir parte de la solución para que la muestra sea representativa de la

cinética de la reacción que se desarrolla en el reactor.

3. Tener preparado el matraz de 50 ml con el indicador de manera que a los 5 min.

exactos se realice la valoración.

110



16.5. Resultados

Con los datos de los volumenes empleados de ácido clorhidrico, calcule la con-

centración del hidroxido de sodio y complete la siguiente tabla:

(min) [NaOH] (3)

0

5

10

15

20

25

30

35

Utilice cualquiera de las técnicas (gráfica, numérica o polinomial) para determinar

la derivada de la concentración con respecto del tiempo y complete la siguiente

tabla:

(min) −

ln ( ) ln

¡−

¢0

5

10

15

20

25

30

35

Aplique el método diferencial, para determinar el orden de la reacción y el valor

de la constante de velocidad, a partir de esta información complete la sigueinte

tabla:

Orden global

Constante de velocidad



16.6. Conclusiones

16.7. Bibliografia

Práctica 17

Estudio cinético de la reacción entre

violeta cristal e iones hidroxilo.

17.1. Objetivo

Obtener la ecuación de velocidad de la reacción propuesta determinando los ordenes

de reacción y la constante de velocidad.

17.2. Fundamento teórico

En la reacción entre el violeta cristal y los iones hidroxilo los reactivos son especies

iónicas, uno de los cuales es altamente coloreado (violeta cristal). El producto de la

reacción es incoloro, de tal modo que la realización de medidas de pérdida de intensidad

de color del colorante a diferentes intervalos de tiempo nos permitirá obtener la con-

stante de velocidad bimolecular directamente a partir de las medidas de absorbancia

realizadas con un espectrofotómetro a 590 nm.

La estructura del violeta cristal está dada por:

La contribución de (I) al híbrido de resonancia sugiere una deficiencia electrónica

en la posición del átomo de carbono terciario. El ion OH- puede atacar esta posición

originando el correspondiente carbinol incoloro. La reacción tendrá lugar entre dos

iones monovalentes de carga opuesta y, como tal, debe ser sensible a la fuerza iónica

del medio de reacción, como se predice por el efecto salino de Bronsted.

En disolución acuosa, la reacción irreversibleentre el cristal violeta (VC) y el ion

hidróxilo es:

VC(violeta) +OH- → Producto(incoloro)

112

17. Estudio cinético de la reacción entre violeta cristal e iones hidroxilo.113

La cual presenta una ley de velocidad:

− [VC]

= [VC][OH-]

(17.1)

Cuando hay un gran exceso de iones hidróxido, la reacción es de seudo-primer orden,

esto es = 1:

− [VC]

= exp [VC] (17.2)

donde:

= [−] (17.3)

es la constante aparente o seudo-constante de velocidad. La integración de la ecuación

17.2 conduce a la expresión:

ln[VC]0[VC]

= exp (17.4)

La reacción puede seguirse mediante una técnica espectrofotométrica, debido a la

disminución del color de la mezcla de reacción con el tiempo. Teniendo en cuenta la

ley de Beer-Lambert - Beer:

=

que establece la proporcionalidad entre la absorbancia de una sustancia y su concen-

tración , donde es el espesor de la cubeta que contiene la sustancia y el coeficiente

de absorción molar de la sustancia a la longitud de onda establecida

la ecuación 17.4 se puede transformar en la ecuación:

ln0

= exp (17.5)

11417. Estudio cinético de la reacción entre violeta cristal e iones hidroxilo.

siendo 0 la absorbancia inicial (t = 0) de la mezcla reaccionante y la absorbancia

a tiempo t. Por lo que el analisis de regresión lineal de los datos de esta ecuación deberán

tener un valor de coeficiente de regresión muy cercano a la unidad, con una pendiente

igual a exp que permite determinar la constante aparente a las condiciones de reacción.

Si se vuelve a repetir la reacción a una concentración distinta para el ión hidroxilo, es

posible evaluar exp el orden parcial con respecto a este ión, , y la constante absoluta

de velocidad, k, considerando el logaritmo de la ecuación 17.3:

ln = + [−] (17.6)

La expresión anterior ya es una representación lineal de la constante de velocidad

aparente y la concentración del ión hidroxilo, y deberá ser resuelta por regresión lineal.



Material

2 matraz volumétrico de 100 ml Espectrofotometro UV-VIS

2 buretas Celdas de cuarzo

Reactivos

Agua Violeta Cristal

Hidróxido de sodio Fenolftaleina


1. Preparar una solución de 0.050g/l de violeta cristal en agua, a partir de la cual se

prepararán el resto de las disoluciones. Esta disolución se suministra ya prepara-

da.

2. Preparar 250 ml de una disolución de hidróxido de sodio 0.10 M, valorar la

solución para concocer la concentración exacta.

3. Programe el espectrofotómetro para realizar barridos consecutivos desde 400 a

650 nm con el fin de obtener una representación en la que se pueda seleccionar

la longitud de onda para realizar el estudio cinético.


4. Es necesario comprobar que se cumple la ley de Lambert-Beer dentro del intervalo

de concentraciones de violeta cristal que se va a utilizar en los distintos experi-

mentos cinéticos. Para ello se preparan 5 disoluciones de violeta cristal tomando

diferentes cantidades de la disolución ya preparada y llevándolos a un volumen

final de 4 ml con agua destilada. A cada una de estas muestras se le determinará

la absorbancia a la longitud máxima encontrada en el punto anterior. Las cinco

disoluciones se prepararán del modo:

Muestra ml de VC ml de agua Absorbancia

1 0.1 3.9

2 0.2 3.8

3 0.3 3.7

4 0.4 3.6

5 0.5 3.5

5. Los experimentos cinéticos se llevarán a cabo dentro de la misma cubeta del

espectrofotómetro. Para ello el último reactivo será el VC que se añade en can-

tidades pequeñas a la mezcla de los demás reactivos. Cada una de la mezclas

deberá ser agitada de forma vigorosa. En la siguiente tabla se proporcionan las

cantidades de agua e hidróxido de sodio para cada una de las mezclas, estas can-

tidades deberán ser medidos utilizando una bureta. Se utilizará un tiempo de 15

minutos para todas las corridas y un tiempo de muestreo de 1.5 minutos.

Dilución ml de VC ml de NaOH ml de agua

1 0.5 3.5 0.0

2 0.5 3.0 0.5

3 0.5 2.5 1.0

4 0.5 2.0 1.5

5 0.5 1.5 2.0

6. Reporte los datos cinéticos para cada uno de los casos en las siguientes tablas:

Muestra 1


Tiempo (min)

0

1.5

3.0

4.5

6.0

7.5

Tiempo (min)

9.0

10.5

12.0

13.5

15.0


Muestra 2

Tiempo (min)

0

1.5

3.0

4.5

6.0

7.5

Tiempo (min)

9.0

10.5

12.0

13.5

15.0

Muestra 3

Tiempo (min)

0

1.5

3.0

4.5

6.0

7.5

Tiempo (min)

9.0

10.5

12.0

13.5

15.0

Muestra 4

Tiempo (min)

0

1.5

3.0

4.5

6.0

7.5

Tiempo (min)

9.0

10.5

12.0

13.5

15.0


Muestra 5

Tiempo (min)

0

1.5

3.0

4.5

6.0

7.5

Tiempo (min)

9.0

10.5

12.0

13.5

15.0

17.4. Resultados

Anexe el espectro del cristal viloeta obtenido en el punto 2.

Escriba en la siguiente tabla, el valor de la longitud de onda donde se encontro

el valor máximo de absorbancia.

max

Con los datos de los mililitros utilizados en el punto 4, calcule la concentración

del cristal violeta y con los valores de la absorbancia encontrada para cada caso

elabore y anexe la grafica de [VC] vs Absorbancia.

Muestra ml de VC ml de agua [VC] Absorbancia

1 0.1 3.9

2 0.2 3.8

3 0.3 3.7

4 0.4 3.6

5 0.5 3.5

Realizar el análisis lineal a cada conjunto de datos cineticos de las distintas mues-

tras y anotar en la tabla los resultados que se piden:


Mezcla£OH−

¤exp 2

1

2

3

4

5

.

Calcular la constante absoluta de velocidad y el orden aparente para el ión

hidroxiloecuación 17.6, reporte los valores encontrados en la tabla:

orden respecto al OH−

17.5. Conclusiones

17.6. Bibliografía

Práctica 18

Estudio cinético de la decoloración

de la fenolftaleína en medio básico.

18.1. Objetivo de aprendizaje.

Determinar la ecuación de velocidad de la reacción de decoloración de la fenolftaleína

en medio básico mediante espectroscopia de absorción en condiciones de irreversibilidad

y reversibilidad, los órdenes parciales, constantes aparentes y constantes, aplicando el

método de aislamiento de Ostwald. Analizar el efecto de la concentración en la velocidad

de reacción.

18.2. Introduccion.

SLa fenolftaleína se usa, principalmente, como indicador ácido-base para determinar

el punto de equivalencia en una valoración, en el cual la disolución pasa de ser incolora

a tomar un color rosa-rojo (al valorar un ácido). Ahora bien, si en el punto final hay

base en exceso, se observa que el color rosa de la fenolftaleína desaparece al transcurrir

cierto tiempo. Este hecho no se debe al proceso de valoración, y su estudio es un buen

ejemplo de una reacción cuya cinética es de pseudoprimer orden.

La fenolftaleína no es un indicador simple con un par ácido-base conjugado del

tipo HIn/In-, sino que presenta estructuras bastante complejas. Las estructuras de las

formas más importantes de la fenolftaleína son:

120

18. Estudio cinético de la decoloración de la fenolftaleína en medio

básico. 121

La fenolftaleína es incolora a pHs inferiores a 8 y presenta la estructura 1 (H2P).

Cuando el pH vale de 8 a 10, los protones fenólicos se eliminan y se abre el anillo de

lactona dando lugar a la familiar forma rosa-roja con la estructura 2 (P2−). A pH más

altos el color rosa se decolora lentamente produciendo la estructura 3 (POH3−).

Todos los cambios de color son reversibles y mientras la conversión de H2P a P2− es

muy rápida y completa, la conversión de P2− a POH3− a pH superior es suficientemente

lenta de modo que su velocidad puede medirse fácilmente.

La decoloración de la fenolftaleína en medio básico puede representarse por la reac-

ción:

P2− +OH−1−−−−−−−→←−−−−−−−1

POH3− (18.1)

y la ley de velocidad puede expresarse como:

= 1£P2−

¤ £OH−

¤ − −1£POH3−

¤(18.2)

y como se sabe que la velocidad de reacción es de orden uno respecto a la fenolftaleína

tanto en la reacción directa como en la inversa ( = = 1):

= 1£P2−

¤ £OH−

¤ − −1£POH3−

¤(18.3)

Si la mezcla inicial de la reacción es una disolución fuertemente básica, la concen-

tración de OH− es mucho mayor que la de fenolftaleína ([OH−]/[P2−]104), y podremos

considerar que la concentración de OH−permanece constante a lo largo de las medidas

([OH−]0 = [OH−] = cte). Así pues la ley de velocidad se podrá expresar:

= £P2−

¤− −1£POH3−

¤(18.4)

donde es una constante aparente de velocidad:

= 1£OH−

¤0

(18.5)

122


básico.

Puesto que la forma P2− tiene un color intenso, la conversión de P2− a POH3− puede

seguirse midiendo los cambios en la absorbancia de la disolución. Esta magnitud está

relacionada con la concentración a través de la ley de Lambert-Beer:

= [] = £ 2−¤ (18.6)

donde es el coeficiente de absorción molar (propio de la sustancia y constante a

una longitud de onda, ); es el camino óptico (o espesor de la cubeta) y [] es la

concentración molar de la disolución.

Se puede realizar el experimento en dos condiciones diferentes:

a) tratamiento irreversible: en los primeros instantes de la reacción

b) tratamiento reversible: dejando que la reacción alcance el equilibrio.

18.2.1. Tratamiento irreversible.

Mientras las concentraciones de reactivos y productos se encuentren lejos de los

valores de equilibrio, se puede considerar que la velocidad inversa es despreciable frente

a la directa, por lo que la ecuación 18.4 queda:

= −£P2−

¤

= £P2−

¤(18.7)

que es de pseudoprimer orden respecto a la fenolftaleína. Integrando la ecuación 18.7

entre = 0 y = , y reordenando, queda:

ln£P2−

¤= ln

£P2−

¤0− (18.8)

y utilizando la ecuación de Lambert-Beer 18.6, se escribe en función de las absorban-

cias:

ln = ln0 − (18.9)

donde es la absorbancia de la fenolftaleína en el tiempo . Por tanto, una rep-

resentación de ln frente al tiempo debe dar una línea recta (si la reacción es de

pseudoprimer orden) con una pendiente igual a −, que nos permitirá determinar laconstante aparente de velocidad.

Si tenemos valores de a diferentes [OH−]0, podremos obtener el orden parcial

respecto del OH− (), y la constante absoluta de velocidad (1), sin más que tomar

logaritmos en la ecuación 18.5 para obtener la ecuación de una recta:

ln = ln 1 −[−]0 (18.10)


básico. 123

18.2.2. Tratamiento irreversible.

Cuando la reacción está cerca del equilibrio no se puede despreciar la reacción in-

versa, por lo que vamos a

plantear una reacción reversible de primer orden sencilla, con un solo reactivo del

tipo:

1−−−−−−−→←−−−−−−−2

= 0 []0

= []0 −

=∞ []0 −

donde []0 y son conocidos. Por tanto, en un instante cualquiera y en el equilibrio,

las concentraciones de reactivo son, respectivamente: [] = []0− y [] = []0−

. La correspondiente ecuación integrada es:

ln

− = ln

[]0 − [][] − [] (18.11)

En nuestro caso, la reacción reversible de primer orden respecto de la fenolftaleína

es:

2−−−−−−−−−→←−−−−−−−−−1

3−

su ecuación de velocidad vendrá dada por la ecuación 18.4, y su ecuación integrada de

velocidad (ver ecuación 18.11), será:

ln[ 2−]0 − [ 2−][ 2−] − [ 2−]

= ( + −1) (18.12)

donde

−1 = [ 2−]0

[ 2−]0 − [ 2−](18.13)

y haciendo uso de la ley de Lambert-Beer, la ecuación 18.12 se escribe en función de

absorbancias:

ln ( −) = ln (0 −)− ( + −1) (18.14)

o sustituyendo 18.13 en 18.14, queda finalmente:

ln ( −) = ln (0 −)−

µ0

0 −

¶ (18.15)

124


básico.

es la absorbancia a tiempo infinito cuando la reacción alcanza el equilibrio. Puesto

que el valor de es conocido, se puede representar ln ( −) frente al tiempo y

obtener y −1 del ajuste, ya que al comparar las ecuaciones 18.14 y 18.15 se llega

a:

−1 = 0

0 −

(18.16)

Finalmente, la constante absoluta de la reacción directa, se obtendrá a partir de la

ecuación 18.5 aplicada a condiciones reversibles y asumiendo orden = 1:

1() =()

[−]0(18.17)



Material

1 matraz volumétrico de 500 ml Espectrofotometro UV-VIS

1 matraz volumétrico de 200 ml Celdas de cuarzo

Reactivos

Agua Hidróxido de sodio

Cloruro de sodio Fenolftaleina

El método empleado para seguir la cinética de la reacción consiste en el registro

de la absorbancia de la fenolftaleína, en disoluciones fuertemente básicas, en función

del tiempo. La reacción se seguirá partiendo de cuatro disoluciones de concentración

diferentes de NaOH para tener 4 series diferentes de absorbancia. La longitud de onda

de trabajo será de 550 nm.

Para una concentración determinada de NaOH, la velocidad de decoloración au-

menta a medida que lo hace la fuerza iónica. Con objeto de mantener la fuerza iónica

constante (0.30 M), las disoluciones de sosa más diluidas se preparan a partir de la

disolución madre de NaOH valorada (disolución 1) que se diluirá con la disolución de

NaCl (disolución 2). El NaCl se utilizará como disolvente en vez de agua.



básico. 125


Hidróxido de sodio 500 ml 0.3 M

Cloruro de sodio 250 ml 0.3 M

2. Conectar el espectrofotómetro al menos 15 y 20 minutos antes de medir y ajustar

la longitud de onda a 550 nm.

3. Valorar la disolución de sosa 0.3 M con ácido oxálico (ver Practica 3, sección

Encuadre).

4. Preparar la disolución de NaCl de la misma concentración que la sosa que acabamos

de valorar.

5. Medir la absorbancia de cada serie en función del tiempo a = 550 nm.

Notas y precauciones: (1) la célula del espectrofotómetro debe estar limpia; debe

lavarse con el blanco correspondiente; no se deben tocar las paredes con los dedos;

y no se debe llenar hasta el borde sino a unos tres cuartos de su capacidad. (2) La

absorbancia inicial de las disoluciones problema deberá estar comprendida entre

0.8 y 1.0. Así pues, cuando la absorbancia de la muestra sea ≈ 0.9 se pondrá el

cronómetro en marcha (t=0).

Se realizarán cuatro series de medidas y se recomienda empezar por la serie de

concentración de NaOH mayor.

SERIE 1: Disolucion de NaOH 0.3 M

a) Preparar el blanco, en este caso es la propia disolución de NaOH 0.3 M. Llenar una

celda hasta tres cuartas partes con esta solución.

b) Ajustar con el blanco al 0 de absorbancia.

c) En otra celda agregar la solución de hidróxido y añadirle 1 o 2 gotas de fenolftaleína.

Invertir la celda para homogeneizar la mezcla, que será la disolución problema 1.

d) Medir la absorbancia cada 12minuto durante 5 minutos.

e) Registre los datos en la siguiente tabla.

126


básico.

Tiempo (min)

0

0.5

1.0

1.5

2.0

2.5

Tiempo (min)

3.0

3.5

4.0

4.5

5.0


a) Preparar el blanco en un vaso de precipitados: 20 ml de NaOH 0.3 M y 10 ml de

NaCl 0.3 M. Llenar una celda hasta tres cuartas partes con esta solución.


c) En otra celda agregar la solución de hidróxido-cloruro y añadirle 1 o 2 gotas de

fenolftaleína. Invertir la celda para homogeneizar la mezcla, que será la disolución

problema 2.

d) Medir la absorbancia cada 12minuto durante 5 minutos.


Tiempo (min)

0

0.5

1.0

1.5

2.0

2.5

Tiempo (min)

3.0

3.5

4.0

4.5

5.0





c) Sacar la cubeta del blanco y añadirle 1 o 2 gotas de fenolftaleína. Invertir la celda

para homogeneizar la mezcla, que será la disolución problema 3.


básico. 127

d) Medir la absorbancia cada minuto durante 10 minutos.


Tiempo (min)

0

1

2

3

4

5

Tiempo (min)

6

7

8

9

10





c) Sacar la cubeta del blanco y añadirle 1 o 2 gotas de fenolftaleína. Invertir la celda

para homogeneizar la mezcla, que será la disolución problema 4.

d) Medir la absorbancia cada 3 minuto durante 60 minutos. ((En esta serie a partir de

los 20 minutos empieza a ser importante la reacción inversa, y para poder hacer el

tratamiento reversible adecuado hace falta llegar al equilibrio, aproximadamente

a las 2 horas de comenzar la reacción)


Tiempo (min)

0

3

6

9

12

15

18

21

24

27

30

Tiempo (min)

33

36

39

42

45

48

51

54

57

60

120

128


básico.

18.4. Resultados

18.4.1. Tratamiento irreversible:

Dibujar en la misma gráfica los valores de frente al tiempo para las cuatro

series (para la serie 4 sólo hasta el minuto 15), y comprobar que la reacción es de

pseudoprimer orden respecto a la fenoltaleína, ver ecuación 18.9.

Obtener, de la pendiente de los ajustes de las rectas anteriores, las constantes de

velocidad aparentes de cada serie. Reportar los valores obtenidos en la siguiente

tabla:

Serie£OH−

¤orden 2

1

2

3

4

Representar la ecuación 18.10 y obtener de la pendiente de su ajuste, el orden de

reacción respecto del ión oxhidrilo.

Calcular la constante absoluta de velocidad¡1()

¢ecuación 18.10, reporte los

valores encontrados en la tabla:

orden respecto al OH−

1()

18.4.2. Tratamiento reversible (sólo para la serie 4):

Determinar el valor de para la serie 4 representando la ecuación 18.15 y el

valor de −1ver ecuación 18.16. Obtener 1() a partir de la ecuación 18.17 y

la concentración de OH− de la serie 4, y compararlo con el obtenido mediante

el tratamiento irreversible. Presente los resultados encontrados en la siguiente

tabla.

Constante valor

−11()1()


básico. 129

Investige que es la fuerza iónica, anexe la investigación con máximo de una página,

y calcule para cada serie de datos su valor, los resultados deberá incluirlos en la

siguiente tabla:

Serie£OH−

¤fuerza iónica

1

2

3

4

18.5. Conclusiones

18.6. Bibliografia

Parte IV

Reactores Químicos.

130

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Manual LI 2