lab. quimica fisica ii.docx

LAB 01:

VOLUMEN MOLAR PARCIALOBJETIVIO:

Determinar los volúmenes molares parciales de los constituyentes de una mezcla.Estudiar la variación de los mismos con la concentración.Considerar para el estudio una solución binaria de solvente y soluto.

FUNDAMENTO TEORICO:

El volumen total “V” de una solución binaria en términos de los volúmenes molares parciales V 1 y V 2 y números de moles n1 y n2, respectivamente para solvente y soluto, se expresa:

V=n1V 1+n2V 2…………(1)

V 1=( δVn1 )P, T , n2

V 2=( δVn2 )P, T ,n1

Un método para medir el volumen molar parcial es determinado el volumen molar aparente

Ф2=V−n1V o

n2…………(2)

En donde: V=n1M 1+n2M 2

d…………….(3)

V o=M 1

do……… (4)

Siendo M 1 y M 2 las masas molares de solventes y soluto, V} rsub {o} ¿ el volumen molar del solvente puro, “d” la densidad dela solución y {d} rsub {o} la densidad del solvente puro (agua). Combinando (2, 3, 4)

Ф2=1n2 [ n1M 1+n2M 2

d−n1M 1

d o ]……… (5 )

Si le masa del solvente n1M 1=1000gr ,n2=mlamolalidad , asi:

Ф2=1m [1000+mM2

d sol−1000

do ]Ф2=

1d [M 2−

1000m

−d−dodo ]

Ф2=1d [M 2−

1000m

−W−W a

W a−W 0 ]………(6)

En la que “W” es el peso del picnómetro con solución, {W} rsub {a} peso del picnómetro con el solvente (agua) y {W} rsub {0} peso del picnómetro vacío.

La densidad de la solución se obtiene de:

d=W−W o

d p………(7)

Siendo V} rsub {p} ¿el volumen del picnómetro, que se calcula aplicando:

V p=W a−W o

da……… (8 )

Donde {d} rsub {a} ena la densidad dela gua a la temperatura del experimento.

Una vez conocido Ф2 se puede determinar:

( δФ2

δ n2)P, T ,n1

, graficando Ф2vs m. En el caso de los electrolitos se encuentra que Ф2 aumenta

linealmente con √m.

Es decir:

Ф2=Ф0+A √m………(9)

Aquí {Ф} rsub {0} es el volumen molar aparente a la dilución infinita y “A” una constante. Al

graficar Ф0 vs √m, de la pendiente se obtiene( δФ2

δ √m )P,T ,n1

=A. Derivando la ecuación (9) con

respecto a “m” a P ,Tyn1constantes, resulta:

( δФ2

δ m )P, T ,n1

= A2√m

……… (10 )

( δФ2

δ m )P, T ,n1

= 12√m ( δФ2

δ √m )P,T ,n1

………(11)

Por otro lado la ecuación (2) se obtiene:

( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=Ф2+n2( δФ2

δ n2)P,T ,n1

……… (12 )

De la combinación de (6), (11) y (12) se obtiene V 2, volumen molar parcial del soluto. El volumen total de “V” de la solución se determina también en base a la ecuación (2) de la cual:

V=n2Ф2+n1V 0……… (13 )

De donde (13)

V 1=V−n2V 2

n1……… (14 )

Por ultimo de la combinación de (12), (13) y (14) el volumen molar parcial del solvente resulta definiendo en la forma:

V 1=1n1 [n1V 0−n2

2( δФ2

δ n2 )P,T ,n1]………(15)

MATERIAL Y EQUIPO:

MATERIALES picnómetrosMatraces volumétricos de 100ml Pinzas para buretaAgua destilada Pipetas volumétricas de 50mlCloruro de sodio termómetroespátula Papel de filtro

PROCEDIMIENTO:

Se preparan 100ml de una solución acuosa 3-2M de NaCl.Con esta solución madre se preparan otras soluciones de 0.8, 0.6, 0.4, y 0.2 molar.Las densidades de las soluciones se determinan con un picnometro, pudiendo usarse el de Ostwald-Sprengel o el de Weld.Las mediciones de pesada deben realizarse cuantitivamente.Se detrmina el volumen del picnometro utilizxando la densidad del agua destilada y la diferencia de masa entre el picnometro con agua y vacio (W a−W o ¿.

CALCULOS:

Densidad del agua (gdestilada ) :ρH 2O=0.985 gml

Muestra Nº1 :0.2M→ρsol=0.9945 gml Hallandolamolalidad :

m= 1

(dsolMNaCl

)−(M 2

1000)⟹m= 1

( 0.9945 gml

0.2M )−( 58.5 gmol

1000 )⟹m=0.2035m

Usando laformula Nº (6 )hallamos el VOLUMENMOLAR APARENTE :

Ф2=1m [1000+mM2

d sol−1000

do ]Ф2=

10.2035m [1000+0.2035m∗58.5 g

mol

0.9945 gml

− 1000

0.985 gml ]⟹Ф2=11.168 ml

mol

Muestra Nº 2 :0.4M→ρ sol=0.9991 gmlHallando lamolalidad :

m= 1

(dsolMNaCl

)−(M 2

1000)⟹m= 1

( 0.9991 gml

0.4M )−(58.5 gmol

1000 )⟹m=0.40996m


Ф2=1m [1000+mM2

d sol−1000

do ]Ф2=

10.40996m [ 1000+0.40996m∗58.5 g

mol

0.9991 gml

− 1000

0.985 gml ]⟹Ф2=23.6 ml

mol

Muestra Nº 3 :0.6M→ρ sol=1.0014 gml Hallando lamolalidad :

m= 1

(dsolMNaCl

)−(M 2

1000)⟹m= 1

( 1.0014 gml

0.6M )−(58.5 gmol

1000 )⟹m=0.6209m


Ф2=1m [1000+mM2

d sol−1000

do ]Ф2=

10.6209m [ 1000+0.6209m∗58.5 g

mol

1.0014 gml

− 1000

0.985 gml ]⟹Ф2=31.64 ml

mol

Muestra Nº 4 :0.8M→ρsol=1.0037 gmlHallando lamolalidad :

m= 1

(dsolMNaCl

)−(M 2

1000)⟹m= 1

( 1.0037 gml

0.8M )−(58.5 gmol

1000 )⟹m=0.836m


Ф2=1m [1000+mM2

d sol−1000

do ]Ф2=

10.836m [1000+0.836m∗58.5 g

mol

1.0037 gml

− 1000

0.985 gml ]⟹Ф2=35.659 ml

mol

Muestra Nº 5 :1.0M→ρsol=1.006 gmlHallando lamolalidad :

m= 1

(dsolMNaCl

)−(M 2

1000)⟹m= 1

( 1.006 gml

1.0M )−( 58.5 gmol

1000 )⟹m=1.0554m


Ф2=1m [1000+mM2

d sol−1000

do ]Ф2=

11.0554m [1000+1.0554m∗58.5 g

mol

1.006 gml

− 1000

0.985 gml ]⟹Ф2=38.07 ml

mol

Usando laformula Nº 10encontramos ( δФ2

δm )P ,T ,n1

,VOLUMENES MOLARES PARCIALES

V 1 yV 2 para cadamuestra :

( δФ2

δ m )P, T ,n1

= A2√m

⟹ A=47.18

Muestra Nº1 :0.2M

( δФ2

δ m )P, T ,n1

= 47.182∗√0.2035m

⟹( δФ2

δm )P,T ,n1

=52.29 ml(mol )2

Usando laformila Nº 12hallamos V 2:

( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=Ф2+n2( δФ2

δ n2)P,T ,n1

⟹n2=m y ( δФ2

δ n2)P, T , n1

=( δФ2

δ m )P, T , n1

( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=11.168 mlmol +0.2035mol∗52.29 ml

(mol )2

Lugodeusando la formulaNº 15hallamosV 1 :

V 1=1n1 [n1V 0−n2

2( δФ2

δ n2 )P ,T ,n1] lluego tenemosque :

V 0=M 1

do⟹V 0=

18 gmol

0.985 gml

⟹V 0=18.274 mlmol

( δФ2

δ n2)P, T ,n1

=( δФ2

δ m )P, T ,n1

=52.29 ml(mol )2

reemplazando las formulas Nº4 y Nº3 enNº 2tenemos :V=n1M 1+n2M 2

dyV o=

M 1

do⟹Ф2=

V−n1V o

n2

n1=V−Ф2n2

V o⟹n1=

n1M 1+n2M 2

d−Ф2n2

M 1

do

⟹n1=n2 (M 2−Ф2d )

M1( ddo−1)

⟹n1=0.2035mol∗(58.5 g

mol−11.168 ml

mol∗0.9945 g

ml )

18 gmol

∗( 0.9945 gml

0.985 gml

−1)⟹n1=55.556moles

luego :V 1=1

55.556mol¿

Muestra Nº2 :0.4M

( δФ2

δ m )P, T ,n1

= 47.182∗√0.40996m

⟹ ( δФ2

δm )P,T ,n1

=36.846 ml(mol )2


( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=Ф2+n2( δФ2

δ n2)P,T ,n1

⟹n2=m y ( δФ2

δ n2)P, T , n1

=( δФ2

δ m )P, T , n1

( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=23.6 mlmol +0.40996m∗36.846 ml

(mol )2

V 1=18.235 mlmol

V 2=21.81 mlmol

V 2=38.7 mlmol


V 1=1n1 [n1V 0−n2

2( δФ2

δ n2 )P,T ,n1] luegotenemos que :

V 0=M 1

do⟹V 0=

18 gmol

0.9991 gml

⟹V 0=18.016 mlmol

( δФ2

δ n2)P, T ,n1

=( δФ2

δ m )P, T ,n1

=36.846 ml(mol )2


dyV o=

M 1

do⟹Ф2=

V−n1V o

n2

n1=V−Ф2n2

V o⟹n1=

n1M 1+n2M 2

d−Ф2n2

M 1

do

⟹n1=n2 (M 2−Ф2d )

M1( ddo−1)

⟹n1=0.40996mol∗(58.5 g

mol−23.6 ml

mol∗0.9991 g

ml )

18 gmol

∗( 0.9991 gml

0.985 gml

−1)⟹n1=55.56moles

luego :V 1=1

55.56mol¿

Muestra Nº3 :0.6M

( δФ2

δ m )P, T ,n1

= 47.182∗√0.6209m

⟹( δФ2

δm )P,T ,n1

=29.938 ml(mol )2


( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=Ф2+n2( δФ2

δ n2)P,T ,n1

⟹n2=m y ( δФ2

δ n2)P, T , n1

=( δФ2

δ m )P, T , n1

( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=31.64 mlmol +0.6209mol∗29.938 ml

(mol )2


V 1=1n1 [n1V 0−n2

2( δФ2


V 0=M 1

do⟹V 0=

18 gmol

1.0014 gml

⟹V 0=17.97 mlmol

V 1=17.9 mlmol

V 2=50.228 mlmol

( δФ2

δ n2)P, T ,n1

=( δФ2

δ m )P, T ,n1

=29.938 ml(mol )2


dyV o=

M 1

do⟹Ф2=

V−n1V o

n2

n1=V−Ф2n2

V o⟹n1=

n1M 1+n2M 2

d−Ф2n2

M 1

do

⟹n1=n2 (M 2−Ф2d )

M1( ddo−1)

⟹n1=0.6209mol∗(58.5 g

mol−31.64 ml

mol∗1.0014 g

ml )

18 gmol

∗( 1.0014 gml

0.985 gml

−1)⟹n1=55.5559moles

luego :V 1=1

55.5559mol¿

Muestra Nº 4 :0.8M

( δФ2

δ m )P, T ,n1

= 47.182∗√0.836m

⟹( δФ2

δm )P,T ,n1

=25.8 ml(mol )2

Usando laformila Nº12hallamos V 2:

( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=Ф2+n2( δФ2

δ n2)P,T ,n1

⟹n2=m y ( δФ2

δ n2)P, T , n1

=( δФ2

δ m )P, T , n1

( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=35.659 mlmol +0.836mol∗25.8 ml

(mol )2


V 1=1n1 [n1V 0−n2

2( δФ2


V 0=M 1

do⟹V 0=

18 gmol

1.0037 gml

⟹V 0=17.934 mlmol

( δФ2

δ n2)P, T ,n1

=( δФ2

δ m )P, T ,n1

=25.8 ml(mol )2


dyV o=

M 1

do⟹Ф2=

V−n1V o

n2

n1=V−Ф2n2

V o⟹n1=

n1M 1+n2M 2

d−Ф2n2

M 1

do

⟹n1=n2 (M 2−Ф2d )

M1( ddo−1)

V 1=17.76 mlmol

V 2=57.228 mlmol

⟹n1=0.836mol∗(58.5 g

mol−35.659 ml

mol∗1.0037 g

ml )

18 gmol

∗( 1.0037 gml

0.985 gml

−1)⟹n1=55.85moles

luego :V 1=1

55.85moles¿

Muestra Nº5 :1.0M

( δФ2

δ m )P, T ,n1

= 47.182∗√1.0554m

⟹( δФ2

δm )P,T ,n1

=22.96 ml(mol )2


( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=Ф2+n2( δФ2

δ n2)P,T ,n1

⟹n2=m y ( δФ2

δ n2)P, T , n1

=( δФ2

δ m )P, T , n1

( δVn2 )P ,T , n1

=V 2=38.07 mlmol +1.0554mol∗22.96 ml

(mol )2


V 1=1n1 [n1V 0−n2

2( δФ2


V 0=M 1

do⟹V 0=

18 gmol

1.006 gml

⟹V 0=17.89 mlmol

( δФ2

δ n2)P, T ,n1

=( δФ2

δ m )P, T ,n1

=22.96 ml(mol )2


dyV o=

M 1

do⟹Ф2=

V−n1V o

n2

n1=V−Ф2n2

V o⟹n1=

n1M 1+n2M 2

d−Ф2n2

M 1

do

⟹n1=n2 (M 2−Ф2d )

M1( ddo−1)

⟹n1=1.0554mol∗(58.5 g

mol−38.07 ml

mol∗1.006 g

ml )

18 gmol

∗( 1.006 gml

0.985 gml

−1)⟹n1=55.558moles

luego :V 1=1

55.558moles¿

V 1=17.6 mlmol

V 1=17.43 mlmol

V 2=62.3 mlmol

Muestra M do(gml

) d ( gml

) m Ф2(mlmol

) √m V 2(mlmol

) V 1(mlmol

)

1 0.2

0.985

0.9945 0.2035 11.168 0.4511 38.7 18.2352 0.4 0.9991 0.40996 23.6 0.6403 38.7 17.93 0.6 1.0014 0.6209 31.64 0.7879 50.228 17.764 0.8 1.0037 0.836 35.659 0.9143 57.228 17.6

5 1.0 1.006 1.0554 38.07 1.027 62.317.43

CONCLUSION:

Se determinó el volumen de mezcla y los volúmenes molares parciales de los componentes de una disolución binaria de distinta composición, a una presión y una temperatura dadas. Se utiliza para ello, como únicas medidas experimentales, volúmenes y pesos de los componentes puros y de la disolución.El experimento se ha realizado para mezclas de agua destilada NaCl, tomando volúmenes diferentes de cada uno de ellos.El volumen molar parcial se determina por procedimiento gráficos y analíticos, donde so las precisiones al hacer los cálculos que determinan un experimento bien o mal realizado.

LAB 02:

TEMPERATURA CRITICA DE SOLUCIONOBJETIVO:

Estudiar el equilibrio heterogéneo de dos líquidos.Determinar su curva de solubilidad aplicando la regla de las fases de Gibbs.Se considera para el estudio el sistema Fenol-Agua.

FUNDAMENTO TEORICO:

Existen sistemas líquidos binarios parcialmente miscibles cuya solubilidad sin embargo es alterada con la variación de la temperatura. Si se grafica la temperatura de solubilidad vs. La composición se

obtiene una curva llamada curva de solubilidad o de equilibrio. Algunos sistemas exhiben una temperatura máxima de solución (Temperatura crítica de una solución o Consoluta), por ejemplo agua-anilina (6) otros exhiben temperatura mínima de solución, agua-trietilamina; otros máxima y mínima, agua-nicotina; y aun otros ni máxima ni mínima.

El sistema Fenol-agua presenta solubilidad mutua con una temperatura máxima de solución.

Si un par de líquidos con temperatura critica de solución alto, se encuentra una temperatura inferior a esta, y si existen 2 fases liquidas, la composición de cada fase en equilibrio es fija e independiente de las cantidades de las 2 fases existentes.

Una mejor interpretación del comportamiento de estos sistemas bajo ciertas condiciones se consigue pues graficando la temperatura vs. La composición.

MATERIALES Y EQUIPO:

Agua y Fenol Trípode Tubos de ensayo pequeños con sus respectivos tapones de corcho

Termómetro de 0 a 100ºC

Rejilla con asbesto MecheroBureta Vasos de 400mL

PROCEDIMIENTO:

Se preparan una solución acuosa de fenol al 80%, añadiendo 125mL de agua a 500gr de fenol tipo reactivo; se agita hasta la obtención de una solución homogénea.De la solución anterior se vierte a través de una bureta a 10 tubos de ensayo; volúmenes de 10, 9, 8, 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1.25 ml; luego de otra bureta se añade respectivamente a los tubos de ensayo anteriores 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 8.75 ml de agua. Obteniéndose asi un intervalo de concentraciones de fenol de 10% a 80%.Cada tubo de ensayo con tapón insertado dentro de un termómetro de 110℃ graduado al 0.1℃ se introduce en un baño María. Se calienta lentamente el agua, agitando constantemente el tubo siempre dentro del baño maría.Cuando el líquido turbio se aclara se anota la temperatura. Se omite el calentamiento manteniendo el tubo dentro del baño, cuando reaparezca la turbidez se anota una lectura del termómetro.Como temperatura de miscibilidad se considera el promedio de las 2 temperaturas, para cada tubo en particular. No calentar las mezclas a temperaturas mayores de 75℃ ya que pueden descomponerse.

CALCULOS:

sistema:Fenol−agua

ρH 2O=0.982 gmL

( soluto ) ρsol .madre=1.029 gmL

(fenol80 % )(solvente )

A ¿MEZCLA :Nº 1→10mLde sol .madre y0ml deagua.

gramosde fenol( puro) y agua( puro)

gsol .=10mlsol .madre∗1.029 gmL

⟹ gsol .=10.29g

gFenol ( puro)=10.29 g∗0.8⟹ gFenol ( puro)=8.232g

gsol .=gfenol ( puro )+gagua

gagua=10.29g−8.232 g⟹gagua=2.058 g

%peso (Fenol ) :

% ( pp )Fenol

=8.232g10.29g

∗100⟹%( pp )Fenol=80 %

%Molar (nFenol) :

nFenol=8.232g

94.11 gmol

⟹nFenol=0.08747molnagua=2.058g

18 gmol

⟹nFenol=0.11433mol

%nFenol=0.08747mol

0.08747mol+0.11433mol∗100⟹%nFenol=43.34 %

B ¿MEZCLA :Nº2→9mLde sol .madre y1mlde agua.

gramosde fenol( puro)

gsol .=9mlsol. madre∗1.029 gmL

⟹gsol.=9.261 g

gFenol ( puro)=9.261 g∗0.8⟹gFenol ( puro)=7.4088 g

gramosdeaguaen la sol .madre :

gsol .=gfenol ( puro )+gaguaensol .madre

gagua ensol .madre=9.261g−7.4088 g⟹ gagua ensol .madre=1.8522g

gromosde aguaagregadosa la sol.madre :

gagua agregada=1ml∗0.982 gmL

⟹ gagua agregada=0.982g

gramosdeagua totales(aguaagregada+aguaensol .madre)

gagua total=0.982g+1.8522g⟹gaguatotal=2.8342 g

gramos de solucion:

gsol .=7.4088g+2.8342g⟹gsol.=10.243 g

%peso (Fenol ) :

% ( pp )Fenol

=7.4088g10.243g

∗100⟹%( pp )Fenol=72.33 %

%Molar (nFenol) :

nFenol=7.4088 g

94.11 gmol


18 gmol

⟹nFenol=0.1575mol

%nFenol=0.0787mol

0.0787mol+0.1575mol∗100⟹%nFenol=33.32 %

C ¿MEZCLA :Nº 3→8mLde sol.madre y2mlde agua.



⟹gsol.=8.232g

gFenol ( puro)=8.232 g∗0.8⟹ gFenol ( puro)=6.5856 g

gramosdeagua en la sol .madre :


gagua ensol .madre=8.232 g−6.5856 g⟹gaguaensol .madre=1.6464 g



⟹ gaguaagregada=1.964 g


gagua total=1.964 g+1.6464 g⟹gaguatotal=3.6104 g

gramos de solucion:

gsol .=6.5856g+3.6104 g⟹gsol.=10.196 g

%peso (Fenol ) :

% ( pp )Fenol

=6.5856 g10.196 g

∗100⟹%( pp )Fenol=64.59 %

%Molar (nFenol) :

nFenol=6.5856 g

94.11 gmol

⟹nFenol=0.0699molnagua=3.6104 g

18 gmol

⟹nFenol=0.2mol

%nFenol=0.0699mol

0.0699mol+0.2mol∗100⟹%nFenol=25.9 %

D ¿MEZCLA :Nº 4→7mLde sol .madre y3ml deagua.

gramosde fenol (puro )


⟹gsol.=7.203g




gagua ensol .madre=7.203g−5.7624 g⟹gaguaen sol .madre=1.4406 g



⟹gaguaagregada=2.946 g


gagua total=1.4406g+2.946g⟹ gagua total=4.3866 g

gramosde solucion:

gsol .=5.7624 g+4.3866 g⟹gsol .=10.149 g

%peso (Fenol ) :

%( pp )Fenol

=5.7624 g10.149 g

∗100⟹%( pp )Fenol

=56.78 %

%Molar (nFenol) :

nFenol=5.7624 g

94.11 gmol


18 gmol

⟹nFenol=0.2437mol

%nFenol=0.06123mol

0.06123mol+0.2437mol∗100⟹%nFenol=20.08 %

E ¿MEZCLA :Nº 5→6mLdesol .madre y 4mldeagua.



⟹gsol.=6.174 g

gFenol ( puro)=6.174 g∗0.8⟹gFenol ( puro )=4.9392 g



gagua ensol .madre=6.174 g−4.9392g⟹ gagua ensol. madre=1.2348g


gagua agregada=4∗0.982 gmL



gagua total=1.2348g+3.928g⟹ gaguatotal=5.1628g

gramos de solucion:

gsol .=4.9392g+5.1628g⟹ gsol .=10.102g

%peso (Fenol ) :

% ( pp )Fenol

=4.9392 g10.102g

∗100⟹%( pp )Fenol=48.9 %

%Molar (nFenol) :

nFenol=4.9392g

94.11 gmol


18 gmol

⟹nFenol=0.2868mol

%nFenol=0.05248mol

0.05248mol+0.2868mol∗100⟹%nFenol=15.47 %

F ¿MEZCLA :Nº 6→5mLde sol.madre y5mlde agua.


gsol .=5mlsol.madre∗1.029 gmL

⟹ gsol.=5.145g




gagua ensol .madre=5.145g−4.116 g⟹ gagua ensol .madre=1.029g





gagua total=1.029g+4.91g⟹ gagua total=5.939g

gramosde solucion:

gsol .=4.116 g+5.939g⟹gsol .=10.055 g

%peso (Fenol ) :

%( pp )Fenol

= 4.116 g10.055g

∗100⟹%( pp )Fenol=40.93 %

%Molar (nFenol) :

nFenol=4.116 g

94.11 gmol


18 gmol

⟹nFenol=0.3299mol

%nFenol=0.04374mol

0.04374mol+0.3299mol∗100⟹%nFenol=11.71%

G ¿MEZCLA :Nº7→4mLde sol .madre y6mldeagua.



⟹ gsol .=4.116 g




gagua ensol .madre=4.116 g−3.2928 g⟹ gagua ensol .madre=0.8232g



⟹gaguaagregada=5.892g


gagua total=0.8232g+5.892g⟹gaguatotal=6.7152 g

gramos de solucion:

gsol .=3.2928g+6.7152g⟹gsol .=10.008 g

%peso (Fenol ) :

% ( pp )Fenol

=3.2928g10.008g

∗100⟹%( pp )Fenol=32.9 %

%Molar (nFenol) :

nFenol=3.2928g

94.11 gmol


18 gmol

⟹nFenol=0.373mol

%nFenol=0.035mol

0.035mol+0.373mol∗100⟹%nFenol=8.578 %

H ¿MEZCLA :Nº 8→3mLde sol .madre y 7mlde agua.


gsol .=3mlsol.madre∗1.029 gmL

⟹ gsol.=3.087 g

gFenol ( puro)=3.087 g∗0.8⟹gFenol ( puro )=2.4696g



gagua ensol .madre=3.087g−2.4696 g⟹gaguaen sol . madre=0.6174 g



⟹gaguaagregada=6.874 g


gagua total=0.6174 g+6.874 g⟹ gaguatotal=7.4914g

gramos de solucion:

gsol .=2.4696g+7.4914 g⟹ gsol.=9.961g

%peso (Fenol ) :

%( pp )Fenol

=2.4696 g9.961 g

∗100⟹%( pp )Fenol=24.79 %

%Molar (nFenol) :

nFenol=2.4696 g

94.11 gmol


18 gmol

⟹nFenol=0.416mol

%nFenol=0.02624mol

0.02624mol+0.416mol∗100⟹%nFenol=5.97 %

I ¿MEZCLA :Nº9→2mLdesol .madre y 8ml deagua.



⟹ gsol .=2.058g




gagua ensol .madre=2.058 g−1.6464 g⟹gaguaen sol . madre=0.4116 g



⟹gaguaagregada=7.856g


gagua total=0.4116 g+7.856 g⟹gaguatotal=8.2676g

gramosde solucion:

gsol .=1.6464 g+8.2676 g⟹gsol .=9.914 g

%peso (Fenol ) :

% ( pp )Fenol

=1.6464 g9.914 g

∗100⟹%( pp )Fenol

=16.6 %

%Molar (nFenol) :

nFenol=1.6464 g

94.11 gmol


18 gmol

⟹nFenol=0.459mol

%nFenol=0.0175moll

0.0175mol+0.459mol∗100⟹%nFenol=3.67 %

J ¿MEZCLA :Nº10→1.25mLde sol .madre y8.75ml deagua.


gsol .=1.25mlsol .madre∗1.029 gmL

⟹ gsol .=1.2863g




gagua ensol .madre=1.2863g−1.029g⟹ gagua ensol .madre=0.2573g


gagua agregada=8.75∗0.982 gmL

⟹ gaguaagregada=8.5925g


gagua total=0.2573g+8.5925g

⟹gaguatotal=8.8498g

gramosde solucion:

gsol .=1.029g+8.8498g⟹ gsol .=9.8788g

%peso (Fenol ) :

% ( pp )Fenol

= 1.029 g9.8788 g

∗100⟹%( pp )Fenol=10.42 %

%Molar (nFenol) :

nFenol=1.029 g

94.11 gmol


18 gmol

⟹nFenol=0.492mol

%nFenol=0.0109mol

0.0109mol+0.492mol∗100⟹%nFenol=2.17 %

Nº MEZCLA%( pp )

Fenol

%MOLAR (Fenol) T c solucion℃ ¿

1 10mLde sol .madre y 0mlde agua 80 % 43.34 % 22.752 9mL desol .madre y 1mldeagua 72.33 % 33.32 % 383 8mL desol .madre y 2mldeagua 64.59 % 25.9 % 554 7mL desol .madre y 3mlde agua 56.78 % 20.08 % 655 6mL desol .madre y 4mldeagua 48.9 % 15.47 % 636 5mLde sol .madre y 5mldeagua 40.93 % 11.71% 64.57 4mLde sol .madre y 6mldeagua 32.9 % 8.578 % 658 3mLde sol .madre y 7mlde agua 24.79 % 5.97 % 57.59 2mLde sol .madre y 8mldeagua 16.6 % 3.67 % 4810 1.25mLde sol .madre y 8.75mldeagua 10.42 % 2.17 % 42.5

teoricamente tenemos que latemperatura critica del sistema fenol−aguaes66℃ :Hallamos el error relativo :

temamos que latemperatura experimental es65.5℃(http :/¿catedras . quimica.unlp . edu .ar / fisicoquimica/ tp) :

%ER=66−65.566

∗100⟹%ER=0.76 %(error por defecto)

CONCLUSIONES:

Se estudió el comportamiento de un sistema de líquidos parcialmente miscibles, a presión constante. Determinar la temperatura y la composición crítica del sistema.Cuando el fenol se agrega al agua a temperatura ambiente, se obtiene una solución homogénea de fenol en agua; a partir de la cual una adición posterior de fenol es causa de la formación de la segunda fase, conjugada de la primera y que consiste en una cantidad muy pequeña de agua disuelta en fenol. Si la temperatura se eleva, se alcanza un valor al cual la segunda fase desaparece, pero por agregado posterior de soluto (fenol) a esa nueva temperatura T, se obtienen otra vez dos fases conjugadas y nuevamente será necesario aumentar la temperatura para que las fases sean miscibles. Anotando las temperaturas de miscibilidad y las cantidades de fenol agregado sobre una cantidad conocida de agua, se obtiene la curva de solubilidad de fenol en agua. Se puede comprobar que, cuando la temperatura es mayor que 66 ºC el fenol es soluble en agua en todas proporciones, mientras que por debajo de esa temperatura, existe una zona de concentración y temperatura a la cual aparecen las dos fases conjugadas. Por otro lado, se puede obtener una curva de solubilidad de agua en fenol, si se agregan cantidades conocidas de agua sobre una cantidad determinada de fenol y se miden las temperaturas a las cuales se producen las correspondientes miscibilidades de las fases conjugadas. Existe un punto, en el cual las dos curvas son comunes, es decir que la solución de fenol en agua tiene la misma composición que la solución de agua en fenol. A este punto se lo denomina punto crítico o de disolución y la temperatura a la cual ocurre, se le nombra como temperatura crítica o de disolución. La composición puede también denominarse concentración crítica.

LAB 03:

DESTILACION TRACCIONADAOBJETIVOS:

Estudiar la separación de una mezcla liquida binaria por destilación fraccionaria a reflujo total.Usar mediciones del índice de refracción para determinar la composición del destilado y residuo.

FUNDAMENTO TEORICO:

La destilación fraccionada ha permitido enormes adelantos en las operaciones de separación de materiales por destilación tales como en la refinación del petróleo y en la concentración de los isotopos, y por consiguiente, un proceso notable en el diseño de equipo para estos fines (4).

La separación de dos líquidos par simple vaporización y condensación no es afectiva, excepto cuando sus respectivos puntos de ebullición difieren ampliamente. Una mejor separación se consigue a base de una serie de destilaciones simples, la cual sin embargo, es laborioso. Se obtiene el mismo resultado usado usando una columna de fraccionamiento, dentro de la cual asciende vapor poniéndose en contacto con parte de condensado que desciende dentro de la misma. Los componentes menos volátiles se condensan de los vapores ascendientes, y los más volátiles se vaporizan de la fase liquida descendente, por lo que la destilación a través de la columna es equivalente varias destilaciones simples sucesivas. La separación es mejor, si la mayor parte de vapor condensado en la parte superior de la columna regresa como reflujo. La razón del reflujo se define como la razón de la cantidad de líquido que regresa a la columna a la cantidad del líquido separado como destilado. La temperatura será más baja en la parte superior, donde se encuentra el componente más volátil, que en la parte inferior, donde se encuentra en mayor proporción el componente menos volátil.

Si en las columnas empaquetadas, se consigue mejor contacto de las fases liquido-vapor, pero el empaquetamiento no debe retener una fracción grande del lote que se destila ya q disminuye el grado de separación.

La efectividad de una columna de destilación se expresa en términos de platos teóricos.

PLATOS TEIRICOS:

Se define como una sección hipotética de columna que produce separación tal de componentes que le vapor que sale por la parte superior de la sección tiene la composición del vapor que está en equilibrio con el líquido que cae por el pondo de la sección. Una columna formada por un simple tubo de 1 cm de diámetro y 1 m de largo podría ser equivalente solo a un plato teórico. Mientras q el mismo tubo relleno de empaquetamiento adecuado puede equivaler a 20 o más platos teóricos. El número de platos teóricos aumentar disminuir la relación de reflujo.

Para determinar el número de platos teóricos debe disponerse de datos de equilibrio líquido (L)-vapor (V) de al substancias consideradas para trazar graficas como la de la Fig.1 para el sistema CCl4−C6H 6 ; o contar con los datos de temperatura (T b¿ vscomposicion, para trazado de una gráfica tal como la de Fig.2 , y en base a la cual se obtiene los datos de composición de equilibrio liquidovapor.

En la Fig. 1 cada línea vertical representa una etapa de destilación ideal, su intersección con la línea superior determina la composición del vapor en equilibrio con el líquido. Indicado por la intersección de la línea vertical con la línea inferior, cada línea horizontal muestra una condensación completa de todo el vapor para dar un líquido de la misma composición. El número de platos teóricos es igual al número de escalones verticales -1. La superficie liquido –vapor en el matraz de destilación equivale a un plato teórico. El número de platos teóricos puede variar un poco con la velocidad de entrada del vapor en el fondo de la columna y la velocidad de regreso del líquido.

MATERIAL Y EQUIPO:

SISTEMAS LIQUIDOS: agua metanol Corchos.Columna Vigreux Refractómetro.Columnas empaquetadas(empaquetamiento: conos dobles, sillas de acero inoxidable, hélices de vidrio o bolitas de vidrio)

Soportes.

Cabeza de destilación con refrigerante de dedo y termómetro.

Pinzas.

Manta de calentamiento con tela de vidrio. Mangueras.Probeta graduada de 100ml Etc.Tubos de ensayo pequeños

Fig.1 Grafica Liquido-Vapor por el sistema CCl4−C6H6, para

determinar el número de platos teóricos

Fig.2 Diagrama temperatura- composición para un sistema

liquido binario completamente soluble en la fase liquida

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Se mezclan agua con metanol en un matraz de destilación, se calienta con manta de calentamiento controlada con autotransformador variable. El líquido debe hervir vigorosamente hasta que se produzca condensación en la parte superior de la columna. En caso de esta sea inmunda, se debe disminuir el calentamiento. El refrigerante se instala en una posición talque todo el condensado regrese a la columna.

Después de establecerse el equilibrio. Tomar las lecturas de temperatura en el termómetro cuando estas sean constantes. Separa muestras de destilado y residuo. Para la colección del destilado, el refrigerante debe estar instalado en una posición tal que permita que el destilado gotee a una probeta graduada. Desechar las 3 primeras gotas, y recolectar una muestra de un milímetro para su análisis respectivo en un refractómetro. Por el brazo lateral del matraz de destilación separar con una pipeta 1 ml de líquido y guardarlo para su análisis en un refractómetro (dependiendo de las circunstancias previamente puede quitarse el calentamiento). La eficiencia de la columna determinada en base a estas dos muestras corresponde a la eficiencia de la columna a reflujo total

Se puede repetir el procedimiento con la columna empaquetada para fraccionamiento, la cual requiere mayor tiempo para alcanzar el equilibrio pero se obtiene mayor eficiencia de separación. O puede usarse también una columna de platos de burbujeo. Si se usa la columna empaquetada, la columna y al matraz de destilación se evacuan y secan, y se introducen 30ml de cloroformo y 30 ml de benceno. El condensado de reflujo se ajusta para razón de reflujo 5:1 a 10:1, según se a calculado de las velocidades de goteo del refrigerante a reflujo y del tobo de destilación. El destilado se colecta en una probeta. Después de cada 10 ml de destilado se tomó una muestra de 1 ml en una botellita prevista con tapón, y posteriormente a estas muestras se les mide el índice de refracción. Se debe llevar un registro del volumen total del líquido destilado y de la lectura del termómetro al tiempo de tomar cada muestra. También se anota el volumen total final del destilado.

CALCULOS:

SIASTEMA: Agua-Metanol

A :agua B:metanol

MEZCLA ρ( gml

) W (g) moles FraccionMolar (x) Indece deRefraciondelamezclaNº mL A B A B A B A B

A B1 5 0

0.9852 0.788

4.926 0 0.2737 0 1 0 1.33302 4 1 3.9408 0.788 0.2189 0.0246 0.899 0.101 1.33283 3 2 2.9556 1.576 0.1642 0.0493 0.769 0.231 1.33254 2 3 1.9704 2.364 0.1095 0.0739 0.597 0.403 1.33235 1 4 0.9852 3.152 0.0547 0.0985 0.357 0.643 1.33206 0 5 0 3.94 0 0.1231 0 1 1.3298

Indice dereflaccion deldestilado y≤Residuo : IRD=1.3320 ; IRR=1.3329Fraccionmolar delmetanol enel Destilado yel Residuo :X D=0.643 y

X R=0.0505Hallando la presion delmetanol y del aguaenvapor puro :

Investigando ellibro deYABStenemos :

logP=A+BT

+C∗logT +DT+ET 2 (P−mmHg ;T−K )

A B C D E SUTANCIA45.7161 -3.2447¿103 −1.3988∗101 6.6365∗10−3 −1.0507∗10−13 METANOL29.6605 −3.1522∗103 −7.3037 2.4247∗10−9 1.809∗10−6 AGUA

auna temperatura :65℃ ;70℃ ;75℃ ;80℃ ;85℃ ;90℃ ;95℃ ;100℃ .

Presionde vapor parael agua(mmHg)

Presionde vapor paraelmetanol(mmHg)

P10

65℃=118.899 P20

65℃=966.05P1

070℃=146.604 P2

070℃=1172.08

P10

75℃=181.412 P20

75℃=1412.992P1

080℃=222.832 P2

080℃=1693.2724

P10

85℃=272.004 P20

85℃=2017.6328P1

090℃=329.84 P2

090℃=2391.15

P10

95℃=397.078 P20

95℃=2819.22P1

098℃=443.688 P2

098℃=3105.36

P10

100℃=481.7259 P20

100℃=3308.26

Luegohallamos fraccionmolar enel liquido (X 2)de metanol :

P1=X1P10→P2=X2P2

0

P=P1+P2⟹P=X1P10+X2P2

0⟹ X1=1−X2⟹ P=P10 (1−X2 )+P2

0

tenemos la ecuacion :P=(P20−P1

0) X2+P10⟹ X2=

(P−P10 )

(P20−P1

0 )P=760mmHg

fraccionmolar enel liquido (X2 )demetanolX265℃=0.7568 X290℃=0.2087X270℃=0.598 X295℃=0.1496X275℃=0.4698 X298℃=0.1188X280℃=0.3653 X2100℃=0.0985X285℃=0.2792

Encontrando fraccionmolar de vapor delmetanol(Y 2)

P2=Y 2 P≈P2=X2P2oY 2=

X2 P2o

P

fraccionmolar enelliquido delmetanol(X 2)

fraccionmolar devapor delmetanol(Y 2)

X265℃=0.7568 y265℃=0.9620X270℃=0.598 y270℃=0.9222X275℃=0.4698 y275℃=0.8735X280℃=0.3653 y280℃=0.8139X285℃=0.2792 y285℃=0.7423X290℃=0.2087 y290℃=0.6566X295℃=0.1496 y295℃=0.5549X298℃=0.1188 y298℃=0.4854X2100℃=0.0985 X2100℃=0.4289

GRAFICA LIQUIDOVAPOR PARA ELSISTEMA

METANOL−AGUA ;DETERMINARELNUMERO DEPLATOSTEORICOS

Teoricamente tenemos que fraccionmalardel liquido y vopor :

fraccionmolar enelliquidodelmetanol (X2 )

fraccionmolar devapordelmetanol(Y 2)

0,1 0,4170,2 0,5790,3 0,6690,4 0,7290,5 0,780,6 0,8250,7 0,8710,8 0,9150,9 0,9591.0 1.0

Fraccionmolar delmetanol enel Destilado yel Residuo :X D=0.643 yX R=0.0505(experimentalmente )

PRESION DEVAPOR DELOSPARES LIQUIDOS REALES

presionde vapor delmetanolauna temperaturade25℃(298 K )

log P10=29.6605−3.1522∗103

298−7.3037∗log (298 )+2.4347∗10−9 (298 )

+1.809∗10−6 (298 )2

P10=13.0876mmHg

presionde vapor delmetanolauna temperaturade25℃(298 K )

log P20=45.6171−3.2447∗103

298−13.988∗log (298 )+6.6365∗10−3 (298 )

−1.0507∗10−13 (298 )2

P20=125.079mmHg

Luegousando las siguientes formulas ;hallamos las presiones parciales de los componentes

individuales :

P1=X1P10→P2=X2P2

0→P=P1+P2

X2 ;(metanol) P1; (mmHg) P2 ;(mmHg) P ;(mmHg)

0 13.086 0 13.0860.101 11.767 12.6329 24.39990.231 10.0654 28.8932 38.95860.403 7.8141 50.4068 58.22090.643 4.6728 80.5258 85.19861 0 125.079 125.079

PRESION DEVAPOR DEUNA SOLUCION IDEAL

CALCULOS:

La destilación fraccionada es una variante de la destilación simple que se emplea principalmente cuando es necesario separar líquidos con punto de ebullición cercanos.La principal diferencia que tiene con la destilación simple es el uso de una columna de fraccionamiento. Ésta permite un mayor contacto entre los vapores que ascienden con el líquido condensado que desciende, por la utilización de diferentes "platos". Esto facilita el intercambio de calor entre los vapores (que ceden) y los líquidos (que reciben). Ese intercambio produce un intercambio de masa, donde los líquidos con menor punto de ebullición se convierten en vapor, y los vapores con mayor punto de ebullición pasan al estado líquido.

Se estudió la separación de una mezcla liquida binariaSe usó mediciones de índice de refracción para determinar la composición del destilado y residuoSe determinó la gráfica líquido- vapor para el sistema Metanol-agua y seguidamente se determinó el número de platos teóricos (2 platos teóricos).También se determinó el diagrama Temperatura –composición para un sistema liquido binario completamente soluble en fase liquida.Y por último se determinó la gráfica de Presión de vapor Total y parcial de las soluciones ideales.

LAB 04:

DIAGRAMA DE EQUILIBRIO DE FASES DE UN SISTEMA LIQUIDO TRICOMPONENTE

OBJETIVOS:

Trazar un diagrama de equilibrio de fases para el sistema liquido ternario con dos componentes originalmente inmiscibles; en base a mediciones experimentales de solubilidad y equilibrio; analizando el diagrama resultante con aplicaciones de las regla de Gibbs.Estos diagramas se usan principalmente en los cálculos de los procesos de extracción con solvente.Par este estudio se considera el sistema cloroformo-ácido acético-agua, con los componentes inmiscibles cloroformo y agua, a presión y temperaturas ambientales.

FUNDAMENTO TEORICO:

A presión y temperatura constantes, las composiciones de mezclas liquidas ternarias pueden representarse en un diagrama coordenado triangular trazado en dos dimensiones. Usándose para tal fin el triángulo equilátero. Cada lado del triángulo representa la composición de 2 componentes, cada vértice un componente puro. Y en un punto dentro del triángulo una mezcla ternaria. Si

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Columna_de_fraccionamiento&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Columna_de_fraccionamiento&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_ebullici%C3%B3n

además de la composición se involucra otra variable, por ejemplo la temperatura; para la determinación del diagrama de equilibrio de fases se requiera de una tercera dimensión, resultando una figura en el espacio.

Si a las mezclas binarias de líquidos inmiscibles o parcialmente miscibles, se adiciona un tercer liquido soluble en cada uno de estos, se obtienen mezclas ternarias formando una sola fase o separables en 2 fases (o capas), dependiendo de las concentraciones, los pintos representativos de las composiciones de las mezclas ternarias comenzando a formar una sola fase, dentro de un triángulo equilátero. Determinan una curva llamada “curva de solubilidad” o de equilátero.

Esta curva puede pasar por 2 vértices del triángulo cuando dos de los componentes son inmiscibles inicialmente, caso C6H 6−H 2O en el sistema C6H6−H 2O−C H 3COOH , Fig.(3.1); o puede intersectar a un lado del triángulo cuando dos de los componentes son parcialmente miscible como H 2O y CHCl3−HAc−H2O , Fig. 3.2.

Todo punto afuera de la curva representa un sistema ternario completamente miscible (una sola fase), y un punto por debajo de la curva un sistema separable en 2 fases. La línea que une 2 puntos de la curva tal como a y b en la Fig.3.1, se denomina línea de unión o de reparto, que no es necesariamente paralela a la base o mezclas liquidas ternarias separables en 2 capas y obtener varias líneas de reparto, como cd , ef y gh en la Fig. 3.1; las composiciones de las capas respectivas dependen de las composiciones de las mezclas ternarias originales. A medida que se añada el componente miscible (al sistema binario inmiscible o parcialmente miscible) las composiciones de las 2 capas conjugadas se tornan más semejantes una de otra, hasta que se obtiene una sola fase o capa. El punto representativo de la composición de esta fase única se denomina punto crítico o de doblez.

Las mezclas ternarias de C6H6−HAc−H2O forman sistemas de 1 sola fase a determinados intervalos de concentración y sistemas de 2 fases generalmente a concentraciones bajas de acido acético (3). Los compontees C6H6 y H 2O son inmiscibles originlamente, y el HAc es

Fig. 1 Diagrama de equilibrio de Fases para un sistema liquido ternario con dos componentes inmiscibles A y B

Fig. 2 Diagrama de Equilibrio de Fases para un sistema liquido ternario con 2 componentes

parcialmente miscibles Ay B

completamente miscible tanto en C6H 6 como en H 2O , y a temperatura constante se obtiene un diagrama de fases semejante al mostrado en la Fig. 3.1.

MATERIAL Y EQUIPO

HAc glacial, benceno puro, agua destilada, soluciones diluidas de NaOH 0.5N ,0.01 N y0.001 N ;y fenolftaleína, frascos de vidrio de aprox. 125ml con tapon de vidrio esmerilado (o matraces) ; buretas de 50ml , embudos de decantación, pipetas de 5ml y bombilla. Equipo de agitación magnética, soportes y pinzas, papeo coordenado triangular.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

A. DETERMINACION DE LA CURVA DE SOLUBILIDAD

Preparar mezclas binarias de benceno y agua (en cantidades adecuadas), con los siguientes porcentajes en peso de benceno: 10, 20, 30, 40, 50, 60, 70, 80 y 90 %; en los frascos de taon de vidrio esmerilado. Cada mezcla binaria se agita vigorosamente por media de la agitación magnética, hasta la aparición de una dispersión turbia y se titula después con HAc flacial hasta un punto de muy débil turbidez; anotar el gasto de HAc glacial, seguir titulando hasta la formación de 1 sola fase nítida y nuevamente anotar el gasto de HAc ; considerar como gastos de HAc el promedio aritmético de estos dos gastos. En base a este dato, determinar la composición de cada mezcla ternaria (en porcentaje en peso o fracción molar) para el trazado de la curva de la solubilidad.

B. DETERMINACION DE LAS LINEAS DE REPARTO

Preparar mezclas ternarias (en cantidades adecuadas) de benceno, ácido acético y agua, con las siguientes composiciones en volumen.

MEZCLA

% Vol.

CCl4 H 2O HAc TOTAL

1 45 45 10 100

2 45 35 20 100

3 45 25 30 100

4 45 15 40 100

Adicionar cada mezcla a un embudo de decantación, agitar vigorosamente y dejarlo reposar para permitir la formación de 2 capas. Separar una cantidad adecuada de cada capa (dependiendo la cantidad de mezcla original), pesarla y titularla con solución diluida de NaOH ; usando solución de NaOH de mayor dilución para la capa bencénica; utilizar como indicador fenolftaleína. Determinar el contenido de HAc en cada capa en porcentaje en peso o fracción molar, para su representación en la porción correspondiente de la curva de solubilidad.

UTILIZACION DE DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS

Tabular los datos detalladamente para facilitar los cálculos. Usar las leyes del triángulo equilátero para la fijación de los puntos representativos de la composición de las mezclas ternarias, dentro del mismo. Con las composición de las mezclas ternarias de una sola fase (% en peso generalmente), trazar la curva de solubilidad dentro del triángulo equilátero previamente trazado en papel coordenado triangular. Representar los porcentajes en peso de HAc de las capas acuosa y bencénica en las porciones respectivas de la curva de solubilidad y trazar las líneas de reparto uniendo las parejas de punto con una línea recta, estas deben pasar por los puntos representativos de las composiciones globales de las mezclas ternarias originales.

Determinar el punto crítico para este sistema ternario (7). Hacer una discusión de los diagramas de equilibrio de fases resultante, aplicando la regla de las fases de Gibbs en cada región del diagrama

CALCULOS:

A :CHCl3; B :H2O;C :HAC

Sistema :CHCl3−C H3OOH−H 2O

ρCHCl 3=1.48 g

ml; ρH 2O=0.9897 g

ml; ρH 2O=1.049 g

ml

Nº Mezclabinaria(ml) ml de HAC gastadidoal puntode solubilidadA B total

1 0.3 9.7 10 3.12 0.4 9.6 10 6.43 0.5 9.5 10 9.14 1 9 10 11.75 2 8 10 11.96 3 7 10 12.7

7 4 6 10 11.88 5 5 10 11.69 6 4 10 11.410 7 3 10 10.711 8 2 10 7.312 9 1 10 5.313 9.3 0.7 10 4.914 9.5 0.5 10 4.715 9.6 0.4 10 4.5

gramos % pesoA B C (g)TOTAL A B C %TOTAL0.444 9.6 3.2519 13.2959 3.34 72.2 24.46 1000.592 9.5 6.7136 16.8056 3.52 56.53 39.95 1000.74 9.4 9.5459 19.6859 3.76 47.75 48.49 1001.48 8.9073 12.2733 22.6606 6.53 39.3 54.16 1002.96 7.9176 12.4831 23.3607 12.67 33.89 53.44 1004.44 6.9279 13.3223 24.6902 17.98 26.06 49.9 1005.92 5.9382 12.3782 24.2324 24.34 24.41 50.89 1007.4 4.9485 12.1684 24.6169 30.06 20.1 49.43 1008.88 3.9588 11.9586 24.7974 35.81 15.96 48.23 10010.36 2.9691 11.2243 24.5534 42.19 12.1 45.71 10011.84 1.9794 7.6577 21.5771 54.87 9.17 35.49 10013.32 0.9897 5.5597 19.8694 67.04 4.98 27.98 10013.764 0.6928 5.1401 19.5969 70.24 3.54 26.23 10014.06 0.4949 4.9303 19.4822 72.17 2.54 25.31 10014.208 0.3959 4.7205 19.3244 73.52 2.05 24.43 100

Nº mezclas ternariasmlA B C TOTAL

L-1 4.5 4.5 0.95 9.90L-2 4.5 3.5 2 10L-3 4.5 2.5 3.1 10.1L-4 4.5 1.5 4 10

gramos peso % pesoA B C TOTAL A B C TOTAL6.66 4.4537 0.9966 12.1103 54.99 36.77 8.24 1006.66 3.4690 2.098 12.227 54.47 28.37 17.16 1006.66 2.4743 3.2519 12.3862 53.77 19.98 26.25 1006.66 1.4846 4.196 12.3406 53.97 12.03 33.98 100

Nº

volumendecapa

considerada(mL)

pesodevolumende capa

considerada (g )¿

capa¿

NaOH

(0.5018N¿ ¿gastado¿)volumende capa

L-1 CA 2.7 2.9634 12.1CC 3.3 4.6619 2.6

L-2 CA 3.2 3.4112 28.8CC 2.87 3.9621 6.6

L-3 CA 2.95 3.1013 38.6CC 3 4.1232 13.75

L-4 CA 3.7 4.3412 52.1CC 2.32 2.8168 26.55

A ¿ peso Ac . Acetico volumende capa considerado (g)% peso de Ac . Acetico encada capa

´C H 3OOH+NaOH↔CH 3OONa+H 2O

En12.1ml de NaOH 0.5018N en la capaacuosa; tenemos :

gC H3OOH=12.1

ml∗0.5018molNaOH1000ml

∗1molCH 3OOH

1molNaOH∗60 gCH 3OOH

1molCH 3OOH=0.3643g

%CH 3OOH=0.3643 g2.9634 g

∗100=12.29 %

En 2.6mlde NaOH 0.5018 N enla capacloroformica ;tenemos :

gC H3OOH=2.6


∗1molC H 3OOH

1molNaOH∗60 gC H 3OOH

1molC H 3OOH=0.07828 g

%CH 3OOH=0.07828 g4.6619 g

∗100=1.68 %

En 28.8ml de NaOH 0.5018N enla capaacuosa; tenemos :

gC H3OOH=28.8


∗1molC H 3OOH


1molC H3OOH=0.867 g

%CH 3OOH= 0.867g3.4112 g

∗100=25.42 %

En 6.6mlde NaOH 0.5018Nenla capacloroformica;tenemos :

gC H3OOH=6.6


∗1molCH 3OOH

1molNaOH∗60gC H 3OOH

1molC H 3OOH=0.1987 g

%CH 3OOH=0.1987 g3.9621

∗100=5.02 %

En38.6mlde NaOH 0.5018 N enla capaacuosa; tenemos :

gC H3OOH=38.6


∗1molC H 3OOH


1molC H3OOH=1.1621g

%CH 3OOH=1.1621g3.1013

∗100=37.47 %

En13.75ml de NaOH 0.5018N en la capacloroformica; tenemos :

gC H3OOH=13.75


∗1molC H3OOH

1molNaOH∗60 gC H3OOH

1molCH 3OOH=0.4139 g

%CH 3OOH=0.4139 g4.1232g

∗100=10.04 %

En52.1ml de NaOH 0.5018N en la capaacuosa; tenemos :

gC H3OOH=52.1


∗1molCH 3OOH

1molNaOH∗60 gCH 3OOH

1molCH 3OOH=1.569g

%CH 3OOH= 1.569 g4.3412g

∗100=36.14 %

En 26.55ml de NaOH 0.5018N enlacapa cloroformica; tenemos :

gC H3OOH=26.55


∗1molC H 3OOH

1molNaOH∗60 gC H3OOH

1molC H3OOH=0.7994 g

%CH 3OOH=0.7994 g2.8168 g

∗100=28.38 %

Nº

volumendecapa

considerada(mL)

pesodevolumende capa

considerada (g )¿

capa¿

NaOH

(0.5018N¿ ¿gastado¿)

volumende capa

peso Ac . Aceticovolumendecapa

considerado (g)

% peso deAc . Aceticoencadacapa

L-1 CA 2.7 2.9634 12.1 0.3643 12.29CC 3.3 4.6619 2.6 0.07828 1.68

L-2 CA 3.2 3.4112 28.8 0.867 25.42CC 2.87 3.9621 6.6 0.1987 5.02

L-3 CA 2.95 3.1013 38.6 1.1621 37.47CC 3 4.1232 13.75 0.4139 10.04

L-4 CA 3.7 4.3412 52.1 1.569 36.14CC 2.32 2.8168 26.55 0.7994 28.38

LAB 05:

MASA MOLAR DE UN SOLUTO NO-VOLATIL

A.OBJETIVOS:

Determinar la masa molar de un soluto no-volátil, en base a mediciones experimentales de la elevación del punto de ebullición del solvente en soluciones de este soluto, usando el termómetro diferencial beckman.

B.FUNDAMENTO TEORICO:

En soluciones de solutos no-volátiles, la presencia de soluto aumenta el punto de ebullición de solvente (3) (6); este incremento o ascenso ebulloscopio,∆T e te determina por la ecuación:

∆T e=[ RT O2

∆ H vn1 ] (5.1)

Donde ‘’Re’’ s la constante de los gases, ‘’T 0’’ la temperatura normal de ebullición del solvente puro, ‘’ ∆ H v’’ y ‘’n1’’ el calor molar de evaporización y numero de moles de solvente respectivamente, y ‘’m’’ la molalidad de la solución. El término entre corchetes es función de la naturaleza del solvente y se le denomina el constante ebulloscopio del solvente, K e; y asi la ecuación (6.1) se puede escribir en la forma:

∆T e=K e .m (5.2)

La molalidad se da por:

m=W 2 1000M2W 1

(5.3)

En la que W 2 y M 2 son la masa y masa molar del soluto respectivamente, y W 1la masa del solvente (liquido) de la combinación de (6.2) y (6.3)

M 2=KeW 21000∆TeW 1

(5.4)

La ecuación (6.4) es la expresión matemática para la determinación de la masa molar del soluto ‘’M 2’’, midiendo experimentalmente la elevación del punto de ebullición del solvente ‘’∆T e’’, causada por la disolución deW 2 gr de soluto en W 1gr de solvente.

C.MATERIAL Y EQUIPO:

Solventes líquidos como benceno, acetona, etc. solutos como p−nitrotolueno , acido benzoico, ácido acetilsalicílico, etc.

Aparato para ascenso ebulloscopio de Cottrell-Chopin con cámara de ebullición y otros accesorio; refrigerante, termómetro diferencial Beckman, lupa, micro mechero, rejilla y gas propano, podría usarse como equipo y medio de calentamiento lámpara de rayos infrarrojos y manta de calentamiento que funcionan con electricidad, prensan para comprimidos, soportes, pinzas, etc.

D.PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Calibrar el termómetro Beckman de tal manera que el nivel de Hg se situé aproximadamente en la mitad inferior de las escala del termómetro a ebullición normal del solvente puro, las cantidades de solvente y soluto se fijan de tal forma que se obtenga una solución diluida. Para el presente experimento se eligen como solvente y soluto benceno y para nitrotolueno ( p−nitrotolueno), respectivamente. A la cámara de ebullición conteniendo previamente trocitos de porcelana prosa para regular la ebullición, se vierten 25 ml de benceno; se conecta el termómetro Beckman al aparato Cottrell-Chopin, se provee de una refrigeración adecuada con agua al sistema, y se le suministra calentamiento a la cámara de ebullición con llama de micro mechero en otro dispositivo. Proceder ahora a la toma de lecturas de nivel de Hg en la escala del termómetro cada 30 segundos (minimo4), cuando la ebullición es suave, la cual se obtiene por percolación regular del líquido sobre el bulbo del termómetro. Interrumpir el calentamiento, separar momentáneamente el termómetro Beckman, e introducir en la cámara de ebullición 0.30 gr de ( p−nitrotolueno), suministrar nuevamente el calentamiento y anotar las lecturas del punto de ebullición de la solución en forma análoga alas del solvente puro.

Las fluctuaciones de temperatura que pudieran producirse podría deberse a pérdidas de vapor de disolvente o cuando el bulbo no está bien cubierto por porciones de percolador. Se deben controlar la presión barométrica y la temperatura ambiente, el punto de ebullición es sensible ala variaciones de la presión atmosférica si la determinación se efectúa por un periodo largo de tiempo. Algunos solutos se asocian en benceno a moléculas dobles.

CALCULOS:

T ambiente=22.03℃25mlde agua⟹ρagua=0.982 gml

W 1=25ml∗0.982 gml

⟹W 1=24.55g

constante ebulliscopicadel agua(solvente) ; K e=0.52 g∗℃mol

masadel laurea(soluto)W 2=0.3002gEncotramosexperimentalmente≤elevaciondel punto deebullicion de

agua ( solvente ) (∆T e ) ;causada por la disoluciondeW 2=0.3002g

deurea (soluto ) enW 1=24.55 gdeagua .

N agua urea1 0.35 0.552 0.45 1.13 0.9 0.874 0.85 1.005 1.00 1.286 1.03 1.6

Delexperimento los datosmas aceptadostenemos :

N agua urea1 0.9 0.872 0.85 1.003 1.09 1.28promedio

0.947 1.05

∆T e=1.05−0.947⟹∆Te=0.103℃

Usando laecuacion (5.4 ) :

M 2=K e∗W 2∗1000

(∆T e )∗W 1

⟹M2=0.52 g∗℃

mol∗0.3002g∗1000

24.55g∗0.103℃

M 2=61.734 gmol

Hallandoel% errorrelativo :

teoricamente tenemos que lamasamolar de laurea es 60.06 gmol

.

%ER=61.734 g

mol−60.06 g

mol

60.06 gmol

∗100⟹%ER=2.79 %(error por exceso)

CONCLUCIONES:

Se determinó la masa molar de un soluto por ascenso ebulloscopio teniendo un error aceptable comparando can el teórico,usando el termómetro diferencial beckman, para la determinación de La masa molar de un soluto no-volátil, en base a mediciones experimentales de la elevación del punto de ebullición del solvente en soluciones de este soluto.

LAB 06:

NUMERO DE TRANSFERENCIA DE UN ION POR EL METODO DEL LIMITE MOVIL

A. OBJETIVOS:

Determinar el número de transferencia o fracción de corriente transportada por una especie iónica, en base al desplazamiento de la interface entre dos soluciones electrolíticas de un ion común, cuando se pasa corriente eléctrica a través de ellas.se usan para el estudio, las soluciones acuosas de HCl 0.1N (0.2N)(conductora) y de CdCl2 (indicadora)

B.FUNDAMENTO TEORICO:

El método de limite móvil consiste en mezclar un tubo capilar graduado dos soluciones electrolíticas contenido en ion común que generalmente que es el anión. Al pasar corriente eléctrica.

*Fig. 8.1 Número de transferencia por el método de límite móvil

(C.D) a través de estas, se genera una interface (o limite) móvil, la cual es observable si se adiciona previamente un indicador a la mezcla antedicha, ya que de ser así se establece una diferencia de color entre ambas soluciones separadas por el limite. Al tubo capilar se le acoplan dos electrodos uno en cada extremo, los que se conectan a un generador de corriente continua, el paso de la

corriente eléctrica origina una diferencia de potencial entre ambos electrodos, como se muestra en la fig. 8.1.

Designando por AX y BX a los electrolitos de las soluciones conductora e indicadora respectivamente se puede escribir:

AX ⇒ A+¿ ¿ + X−¿¿

BX⇒ B+¿¿ + X−¿¿

En el límite los iones positivos de las soluciones se mueven en el mismo sentido, y por lo tanto también se mueve el límite, la velocidad del catión de la solución principal A+¿ ¿ es mayor que la velocidad del catión de la solución indicadora B+¿¿, y el límite adquiere la velocidad del catión más veloz. Si ‘’Q’’ es la cantidad de electricidad pasada a través de las soluciones y ‘’V’’ el volumen original por el desplazamiento del límite entre 2 posiciones a y b (Fig. 8.1), en el tiempo t, el número total de equivalentes de iones A+¿ ¿ , nA+¿¿, involucrados en el transporte de electricidad en el volumen V está dado por:

nA +¿=¿¿ (6.1)

Donde t A+¿¿ es el número de transferencia del ion A+¿ ¿ y F la carga de un equivalente.Por otro lado, el número total de equivalentes de iones A+¿ ¿ en el volumen V se expresa en la forma

nA +¿=C A+ ¿∗V ¿¿ (6.2)

En la que C A+¿¿ es la concentración de iones A+¿ ¿ en equivalentes por unidad de volumen de solución.De la combinación de las ecuaciones (8.) y (8.2)

t A+¿=¿ ¿ (6.3)

Además: Q=¿ (6.4)

Donde la I es la intensidad de la corriente utilizada y t el tiempo de suministro de la misma. Relacionando las ecuaciones (8.3) y (8.4) se obtiene:

t A+¿=¿ ¿ ) (6.5)

La cual se transforma a:

t A+¿=¿ ¿ ) (6.6)

Si C A+¿¿ se da equivalentes de iones A+¿/ ¿¿ de solución en cm3, F en coulombios (F = 1 faradio = 96490 coulombios), I en amperios yt en seg. La ecuación (8.6) permite determinar el número de transferencia del ion positivo de la solución principal, midiendo experimentalmente el volumen generado por el desplazamiento del límite V, la intensidad de corriente I, y el tiempo de suministro de corriente t.

El producto I∗t se determina por integración gráfica.

La experiencia requiere de las siguientes precauciones:

1° La movilidad del ion A+¿ ¿debe ser mayor que la del ion B+¿¿

2° La conductancia de la solución conductora debe ser ligeramente mayor que la conductancia de la solución indicadora

3° Se deben evitar altas intensidades de corriente, ya que puede causar calentamiento, dilatación y convección apreciable del líquido.

4° Mientras el límite se mueve debe cumplirse

tA+¿

CA +¿=tB+¿

CB+¿ ¿¿¿

¿

C.MATERIAL Y EQUIPO

Tubo capilar graduado de vidrio (0.00513 cm3/division) con electrodo Ag . AgCl (catodo) preparado previamente y electro de Cd (anodo). Soluciones acuosas de HCl 0.1 o 0.2 N actuando como conductora, y deCdCl2 actuando como indicadora (preparada simultáneamente al transcurso del experimento); soluciones saturada de KCl e indicador, generador de corriente continua (40 voltios). Cables de conexión y equipo de sujeción como soportes, pinzas, etc.

D. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Se prepara previamente el electrodo de Ag , AgCl , por electrolisis, introduciendo dos electrodos de Ag completamente limpios y conectados a un generador de corriente continua de bajo voltaje, dentro de una solución saturada de KCl o solución de HCl.

La electrolisis se efectúa hasta que el ánodo adquiera una coloración violeta, siendo este el electrodo clorurado. Se lava el tubo capilar graduado con solución de HCl 0.1 N o 0.2 N; en el extremo superior se le acopla el cátodo de Ag−AgCl. Ambos electrodos se conectan a los polos respectivos de la fuente de corriente continua, de acuerdo a un circuito establecido con el equipo complementario (miliamperímetro, reóstato, etc.) de tal manera que la intensidad de la corriente aplicada a la mezcla de las soluciones electrolíticas sea mayor que 4 mA .

Al paso de la corriente, se disolverá el ánodo por migración de cationes al cátodo y de aniones al ánodo, y la superficie límite entre las soluciones de HCly de CdCl2 (este último formado por el paso de la corriente) ascenderá a lo largo del tubo, haciéndose perceptible por la diferencia de color de las soluciones, se procede después al control de la intensidad de corriente y volumen originado por el desplazamiento del límite cada minuto.

CALCULOS:

TIEMPO INTENSIDAD VOLUMEN(minutos) lineas amperaje (mA ) (h I )

0 62 3.1 2001 59.5 2.975 1982 58.7 2.935 1973 57.5 2.875 1964 55.8 2.79 1945 55 2.75 193

6 54.9 2.745 1927 53 2.65 1918 52 2.6 1909 51 2.55 18810 50 2.5 18711 49 2.45 18612 48.5 2.425 18513 47.5 2.375 18414 46.5 2.325 18215 46 2.3 18116 44.5 2.225 18017 44 2.2 17918 43 2.15 17819 42 2.1 17720 41.5 2.075 17621 41 2.05 17522 40.5 2.025 174

Utilizandola formulaNº 6.4 :

Q=¿donede :∫O

Q

dQ=∫t1

t2

Idt⟹Q=∫t 1

t 2

Idt⟹Q=∑ ¿

(sumade area de trapecios enla grafica)

Q1=(3.1+2.9752 )∗60∗10−3⟹Q1=0.18225C ,Q2=( 2.935+2.975

2 )∗60∗10−3⟹Q2=0.1773C

Q3=0.1743C ;Q 4=0.16995C;Q5=0.1662C ;Q6=0.16485C :Q7=0.16185C ;

Q8=0.1575C ;Q 9=0.1545C ;Q10=0.1515C ;Q11=0.1485C;Q12=0.14625C;

Q13=0.144C ;Q14=0.141 ;

Q15=0.13875C ;Q16=0.13575;Q17=0.13275;Q18=0.1305;Q19=0.1275

Q20=0.12525 ;Q21=0.122375 ;Q22=0.12225

Q=∑ ¿⟹Q=3.27645C

De laformula Nº 6.6 tenemos :

tH +¿=¿ ¿

Q=3.27645C;Nº Divisiones=(200−176 )Divisiones=26Divisiones

⟹V=26Divisiones∗0.00513 cm3

Divisiones⟹V=0.13338 cm3

F=96490 cuolombios ;CHCl=0.2N

Numerode transferenciadel ion positivo de la soluciongeneral :

tH +¿=(0.2N∗0.13338cm3∗96490C

1000∗3.27645C )⟹ tH +¿=0.786 ¿¿mientrasque oaraelCl−¿ es : tCl−¿=1−0.786 ⟹ tCl−¿=0.214¿¿

¿

Teoricamente tenemos queel Numerode transferencia decationes¿

es 0.834(temperatura25℃)

calculo deerror relativo (%ER ) :

%ER=0.834−0.7860.834

∗100⟹%ER=6.76 %(error por defecto)

CONCLUSION:

Se logró determinar el número de transferencias de un ion positivo (H+¿¿) de una solución principal (HCl); en base al desplazamiento de la interface entre dos soluciones (HCl yCdCl2) electrolíticas de un ion común, cuando se pasa corriente eléctrica a través de ellas.Como regla podemos establecer que los números de transferencia que son grandes en las soluciones diluidas se incrementan con el aumento de la concentración; mientras que en aquellos que son pequeños disminuye.Los números de transporte del catión y anión tienden a igualarse aproximadamente un valor 0.5. De aquí que los números de transferencia mayor que 0.5 disminuyen cuando se eleva la temperatura mientras que los menores de aquel valor aumentan. Esta variación se ilustra en los datos del ácido clorhídrico y el cloruro de potasio.

LAB 07:

CONDUCTIVIDAD ELECTRICA

A. OBJETIVOS:

Medir la conductividad eléctrica de soluciones electrolíticas acuosas determinando la constante de la celda utilizada. Se consideran para el estudio electrolitos fuertes y débiles.

B. FUNDAMENTO TEÓRICO:

Cuando se pasa corriente eléctrica a través de una solución electrolítica, la carga eléctrica es transportada por el movimiento de aniones y cationes. Si la solución de electrolito se coloca dentro de una celda conteniendo dos electrodos paralelos de área ‘’ A ’’ cada uno, separados una distancia ‘ ’ I ’ ’, y se encuentra que la resistencia total en la celda es ‘’ R ’ ’, la conductividad o conductancia de la solución electrolítica se expresa en la forma.

L= 1R (7.1)

Cada solución electrolítica posee una conductividad específica, K s, la cual se define:

K s=1ρ (7.2)

Siendo ' ' ρ ' ' la resistencia específica o resistividad de la solución, y se da por:

ρ=RAl ' (7.3)

De donde: R=ρ l 'A (7.3’)

En la que:

l 'A

=K (7.4)

' ' K ' ' es la constante de la celda, y como lo muestra la ecuación (7.4) depende de la geometría de la misma. De la combinación de (7.2), (7.3) y (7.4)

K s=KR (7.5)

Y de (7.1) y (7.5):

K s=LK (7.6)

De (7.5) K=K s .R (7.7)

La ecuación (7.7) permite la determinación de la constante de la celda en términos de la conductividad específica y resistencia de la solución.

Por otro lado, se define como conductividad equivalente ' ' A ' '

A=1000 K s

C (7.8)

Donde C es la combinación del electrolito en equivalentes/litro de sol.

Midiendo la resistencia de una solución electrolítica cuya conductividad específica sea conocida, se puede determinar la constante de la celda usando la ecuación (7.5). Midiendo experimentalmente después en la misma celda la resistencia de otra u otras soluciones electrolíticas se pueden calcular sus conductividades específicas aplicando la misma ecuación (7.5) y sus respectivas conductividades equivalentes a través de la ecuación (7.8)

Fig. 7.1 Circuito de Puente Wheatstone.

La resistencia se mide colocando a la celda en un brazo de circuito de Puente Wheatstone usando corriente alterna CA (2), o directa CD (6); este circuito va conectado a un generador de bajo voltaje (caso CA 1000 ciclos/seg), y a un dispositivo detector tal como un galvanómetro; como se muestra

en la Fig. 7.1. El propósito de usar corriente alterna es evitar polarización de los electrodos en la celda de conductividad, lo cual podría conducir a reacción en los electrodos (1); la celda es de vidrio con electrodos de platino sellados.

El generador suministra una corriente de intensidad I , la cual se bifurca en A en las intensidades I 1 e I 2. Las corrientes de intensidad I 1 pasa a través de las resistencias R3 y R x (solución electrolítica), y la de intensidad I 2 pasa a través de las resistencias R1y R2. R1,R2 y R3 se miden en el puente Wheatstone. Cuando no pasa corriente por el detector, el potencial en el punto B es igual al potencial en el punto D, en estas condiciones se puede escribir.

R3 I1=R2 I 2 (7.9)

Y R x I 1=R1 I 2 (7.10)

Combinando las ecuaciones (7.9) y (7.10), se obtiene:

R x=R1

R2R3 (7.11)

La ecuación (7.11) permite el cálculo de la resistencia de la solucione electrolítica bajo la siguiente situación en el puente Wheatstone: razón fija de (R1/R2 ¿ y un valor de R3 que corresponde a un paso nulo de corriente a través del detector.

C. MATERIAL Y EQUIPO

Soluciones acuosas de KCl 0.01N o 0.02N de conductividad especifica conocida (para solución de KCl 0.01N, K s=0.00140877ohm−1 cm−1a25 ° c ); soluciones acuosas de ácido acético 0.1N o 0.05N parta determinar su conductividad equivalente; celda de conductividad con electrodos de platino (Pt ), solución saturada de Pt Cl3 ; baño de temperatura constante. Puente Wheatstone de resistencia variable o puente universal de Wayne-Kros; generador de corriente de bajo voltaje aproximadamente 15 voltios, de CA o CD; galvanómetro u otro dispositivo detector (osciloscopio de rayos catódicos, etc); voltímetro; cables de conexión, soportes, pinzas, etc.

D. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Cualquier forma que sea celda utilizada, se debe recubrir los electrodos con negro de platino, para eliminar algunos efectos de electrólisis. Se separa la solución para platinado, mezclando 3gr de Pt Cl3 con 100 ml de H 2O. Se somete a los electrodos a un recubrimiento homogéneo con negro de Pt , sumergiéndolos en la solución de platinado y usando C.D de bajo voltaje de tal manera que solo se produzco un lento desprendimiento de gases (intercambiando las conexiones de los electrodos, cada minuto o más, ala fuente de CD). Se lava cuidadosamente la celda y los electrodos con agua de conductividad (agua bidestilada con algunas gotas de K2Cr2O7). Si no se dispone de agua de conductividad bidestilada en columna de intercambio ionico, hervir agua destilada para eliminar gases de CO2 disueltos y guardarla cuando esta caliente en un frasco con tapa. Usar esta agua para preparar las soluciones de KCl 0.01N y 0.02N, y las soluciones de CH 3COOH 0.1N o 0.05N.

Enjuagar la celda y electrodos varias veces con pequeñas porciones de solución examen. Llenar la celda con una cantidad adecuada de dicha solución, introduciéndola en un baño de temperatura constante y conectándola al puente Wheatstone y demás accesorios según circuito establecido. Proceder a la medición de la resistencia de la solución electrolítica usando inicialmente la solución de KCl 0.01N (o 0.02N, K s=0.00276ohm−1 cm−1 ).

Después de seguir las instrucciones de lavado antedichas, proceder a la medición de la resistencia de otras soluciones electrolíticas (C H3−COOH 0.05 N ,etc .) para determinar la conductividad equivalente A.

El valor de la conductividad es muy sensible a los cambios de temperatura, por lo que la temperatura del baño debe varia dentro de ± 0.05 °C.

Se obtienen resultados precisos cuando se usa una celda con electrodos bastantes próximos y un generador de C.A, pero esto introduce un numero de problemas ya que entre otros aspectos es necesario considerar y balancear reactancias en el circuito así como las resistencias, sin embargo con el puente Wheatstone y galvanómetro los resultados son satisfactorios con generadores de C.D.

E. UTILIZACION DE DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS:

Tabular los datos detalladamente. Usando la ecuación respectiva (ecuación 7.7), calcular la constante ' ' K ' ' de la celda a partir de la resistencia medida ' ' R ' ' y datos de conductividad especifica ' ' K s ' ' de la solución de KCl0.01ó0.02N .

Determinar la conductividad equivalente de la solución de ácido acético 0.05N, con el valor de la constante de la celda y datos de conductividad especifica de esta solución aplicando la ecuación (7.8). Discutir los resultados comparándolos con los valores dados en la bibliografía a las mismas condiciones.

F.DATOS EXPERIMENTALES:

Determinación de la conductividad especifica de solución de solución de ácido acetico 0.05N a temperatura ambiente y determinación de la variación de la conductividad especifica de solución de NaCl0.2N .

NºConcentracionde NaCl

(C)mScm

T

1 0.4N 46.1 22.82 0.6N 63.3 233 1.8N 138.7 22.34 2.2N 151.2 22.35 2.6N 175.6 22.36 3N 199 22.2

Utilizandola formulaNº 7.8

Hallando la conductibilidad equivalente paracadaexperimento tenemos :

∆=1000∗K s

C

Nº∆ ( S∗cm

2

Eq) √C

1 115.5 0.632 105.5 0.773 77.06 1.344 68.727 1.485 67.539 1.616 66.33 1.73

Adilucioninfinitatenemos lacanductiviadad de NaCl lateorica es126.45

y experimentalmente es138.6

Hallando el % de error:

%IR=138.6−126.45126.45

∗100=9.6 % (error por exceso )

CONCLUSIONES:

Conductividad eléctrica de soluciones electrolíticas acuosas determinando la constante de la celda utilizada. Se usó un electrolito fuerte el este caso NaCl.

Experimentalmente determinamos que la conductividad eléctrica para el NaCl es 138.6 la cual comparando con el teórico concluimos q que el error es un 9.6%, un error poco aceptable.

LAB 08:

TITRACION POTENCIOMETRICA

OBJETIVOS.-

Determinar la concentración de un ácido por titración potencio métrica con una base, utilizando para tal fin el potenciómetro comercial Beckman (medidor de pHy fem.)

FUNDAMENTO TEORICO.-

El pH de una solución puede medirse directamente introduciendo dentro de ella un electrodo reversible a los iones H+¿¿ como el electrodo de vidrio en conexión con un electrodo de referencia como el de calomel. Ambos electrodos conectados a un potenciómetro Beckman en el que se registra tanto el pH de la solución como la fem de la celda.

El mecanismo del electrodo de vidrio es tal que una transferencia reversible de iones H+¿¿ ocurre a través de la membrana delgada de vidrio entre la solución de H 3PO4 del electrodo y la solución cuyo pHse ha de medir (1). Ningún otro ion debe ser transferido a través de la membrana; sin embargo a pH 's altos (bajas concentraciones de ion H+¿¿en la muestra) pueden pasar pequeños cationes como litio y sodio, por lo que a pH ' s mayores de 12 usan electrodos de vidrio para ' ' álcali ' ' especiales. El electrodo de vidrio al lado del calomel se usa generalmente en soluciones acuosas; para mediciones de pH en medios no acuosos, bajo ciertas condiciones, se usa el electrodo de vidrio combinado con el electro de Ag , AgCl.

Como el potencial del electrodo de referencia es constante, la fem de la celda variara solamente con el pHde la solución. Por otro lado el potencial del electrodo de vidrio, se relaciona con el pH de la solución de acuerdo a la siguiente ecuación:

EG=E°G+( 2.303F )RTpH (10.1)

Donde E°G es una constante que depende de la magnitud del pH fijado y del arreglo empleado, E°G potencial del electrodo de vidrio, y pH de la solución.

La celda construida con electrodos de vidrio y calomel, y solución, se simboliza:

Ab|AgCl|H3 PO 4 (0.1N )|vidrio|solucion ( pH=? )∨KCl sat .|Hg2Cl2|Hg

Y un esquema de esta celda se muestra en la siguiente figura:

Fig. 10.1 celda con electrodos de vidrio y calomel para titracion potenciométrica.

El pH de la solución o E celda se registra directamente en el potenciómetro de Beckman después de cada adición de la base a la solución acida en la que se muestra inmersos los electrodos de vidrio y calomel.

(a) (b)

Fig.10.2 Titracion potenciométrica de un ácido con una base

Si se grafica el pH de la solución o E celda Vs. El volumen de base añadido se obtiene una curva como se muestra en la fig. 10.2. a. Al principio la curva muestra una ligera pendiente positiva. Cerca o en el punto de equivalencia la pendiente es muy pronunciada y el pH muestra un incremento brusco para pequeñas cantidades de base añadida. Sigue una disminución de la pendiente y el pH aumenta solo ligeramente con la adición de base a un en exceso.Una determinación más exacta del punto de equivalencia se obtiene graficando ∆ E /∆CC vs el volumen de la base añadida, correspondiendo el punto final el valor máximo de ∆ E /∆V , según se muestra la fig. b.

MATERIAL Y EQUIPO.-

Bureta de pisto de vaporcobra de 3 chem – unitMedidor de temperatura digitalPower supply 12v /2 a Data cable, rs232software cobra 3 chem-unitH- electrode, gel-filled, bncInmersión probé micro-ni, teflónMotor pistón bureta, 50ml

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Para uso como pH metro, el potenciómetro, con los electrodos previamente tratados, se calibra con solución amortiguadora buffer de pH conocida. Para mediciones de fem, la calibración se hace cortocircuitando los puntos interiores de las conexiones G y R (de los electrodos) con un buen conductor.

Se mide cierto volumen de solución acida (ej.H 3PO4 0.001N) y se vierte a un vaso o matraz, a esta se le aplica la agitación magnética, y se registra el pH o fem (mV) iniciales en el potenciómetro. Desde una bureta, se adiciona la base (NaOH 0.1N ) gota a gota a la solución acida. Se registran simultáneamente pH o E en el potenciómetro Beckman Vs cm3(CC) de base añadida en la bureta. Se debe tener sumo cuidado al registrar las lecturas respectivas cuando se observa que el pH aumenta bruscamente.

UTILIZACION DE DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS:

H 3PO4+Na+¿+OH−¿→Na

+¿H 2SO4

−¿+H2O ¿¿¿¿Na+¿H 2SO4

−¿+Na+¿+ OH−¿→Na+ ¿HSO4

2−¿+ H 2O¿ ¿¿ ¿¿ ¿

De laecuacion :

c1V 1=c2V 2⟹N 1V 1=N2V 2

Experimentalmente calculamos losmolesde NaOH 0.1Mque neutralizana :

V H3 PO4=5mlMH 3PO 4

=0.08M

Siel volumende NaOH enel primer puntode inflexion es5.68ml :

Na+¿H 2SO4−¿+Na+¿+ OH−¿→Na

+ ¿HSO4

2−¿+ H 2O¿ ¿¿ ¿¿ ¿

molesNaOH=5.68ml∗0.1mol1000ml

⟹molesNaOH=5.68∗10−4mol

como 1molNaOH=1molH3 PO4

entonces encontramos los gramosde H 3 PO 4:

gH 3PO4=5.68∗10−4 mol∗98gH 3PO 4

1molH 3PO 4

⟹gH 3 PO4=0.055664 g

teoricamente tenemos que :

El primer puntode inflexionV NaOH=3.34ml

molesNaOH=3.34 ml∗0.1mol1000ml

⟹molesNaOH=3.34∗10−4mol

como 1molNaOH=1molH3 PO4

entonces encontramos los gramosde H 3 PO 4:

gH 3PO4=3.34∗10−4 mol∗98 gH3 PO4

1molH3 PO4

⟹ gH 3PO4=0.03273g

hallando el%ER=0.055664 g−0.03273g0.03273g

∗100

⟹%ER=70 %(error totalmente enexceso)

CONCLUSIÓN:

En esta práctica hicimos uso de la titulación potenciométrica, y gracias a ello, pudimos determinar concentraciones y reactivos presentes en una disolución sin necesidad de utilizar indicadores visuales. Logramos determinar un porcentaje de error muy excesivo, la cual nos lleva a la conclusión que el experimento realizado en la solución estuvo totalmente incorrecto. Ya que depende de varios inconvenientes ya sea por el equipo utilizado, el medio ambiente o la preparación de la mezcla.

LAB 09:

CINETICA DEL PEROXIDO DE HIDROGENO (H 2O 2) OXIGENADA

A.OBJETIVOS.-

Estudiar la cinética de la reacción del peróxido de hidrogeno con catalizador de HCl en función de la temperatura. Determinando valores de constantes de velocidad de reacción, y la velocidad de reacción.

B.FUNDAMENTO TEÓRICO.-

La descomposición catalizada del peróxido de hidrogeno (DCPH), tanto en fase homogénea como heterogénea, es una reacción ampliamente estudiada debido a la alta reactividad de la molécula y al poder oxidante de los productos intermediarios de reacción. La DCPH en la superficie de sólidos ocurre selectivamente en sitios activos básicos o reductores o en sitios donde estén involucrados iones de metales tales como> hierro, cerio, manganeso, cobre, cobalto, vanadio, etc. Los cuales pueden estar en diferentes estadios de oxidación y/o formando complejos. La selectividad para la DCPH en la superficie de un sólido es de utilidad para evaluar y comparar la actividad catalítica de sólidos modificados. Esta evaluación se realiza asumiendo que la cinética de la DCPH obedece a una ley de pseudo - primer orden, a partir del cual se calcula y se compara la constante de velocidad observada (K obs)

V [H 2O2]=−d [H 2O2 ]0

dt=K obs [H 2O2 ](1)

Donde [H 2O 2 ]0 es para la concentración inicial de peróxido de hidrogeno.

Lin y Gurol en 1998 estudiaron la DCPH catalizada por óxido de hierro, y Huang et al. En 2003 estudiaron la descomposición catalizada por carbones activados modificados, encontrando que la tendencia de los datos experimentales se ajusta a una ley cinética de tipo Langmuir-Hinshelwood, como la que se muestra en la ecuación (2)

V [H 2O2]=−d [H 2O2 ]0

dt=K velCAT [H 2O2 ]0

1+Kh [H 2O2 ]0(2)

Donde K vel y K h se interpretan como la constante cinética de reacción y la de formación de reactivos a partir de intermediarios, respectivamente; CAT es la relación masa/ volumen de carbón activado y [H2O2 ]0 es la concentración inicial de peróxido de hidrogeno.

Siendo la 1° etapa la que determina la velocidad de la reacción total, solo se toma en cuenta esta etapa para estudiar la cinética del peróxido de hidrogeno y se observa que es una reacción de 2° orden. Designando ´ ´ a ´ ´ y ´´ b´ ´ a las concentraciones iniciales del peróxido y acido clorhídrico, respectivamente, y ´ ´ X ´ ´ al numero de moles de peróxido y acido reaccionando hasta el tiempo t; entonces al tiempo´ ´ t ´ ´ , (a−x) es la concentración de peróxido de hidrogeno y (b−x ) es la concentración de HCl.

Por lo tanto la ecuación para la velocidad de reacción se expresa:

dxdt

=K (a−x ) (b−x )(9.1)

Ecuación que se formula teniendo en cuenta que el HCl formado en la etapa I reacciona inmediatamente con el peróxido de hidrogeno, según la etapa II, formando el producto final O2 y H2O.

Si la concentración del peróxido es la misma que la del HCl ´ ´ b ´ ´ será igual a ´ ´ a ´ ´ y la ecuación (9.1) se transforma en lo siguiente:

dxdt

=K (a−x ) (a−x )=K (a−x2)(9.2)

Integrando esta ecuación con constante de integración resuelta

∫K (a−x2 ) (dt )=2k∫dt+ I1

(a−x)=2Kt+ I (9.3)

Integrando entre límites la ecuación (9.2), la expresión para la constante de velocidad resulta:

K= 12(t2−t1) [ x2−x1

(a−x2)(a−x1) ](9.4)

Donde (a−x2)(a−x1) son las concentraciones del dinitroclorobenceno a los tiempos t 1 y t2 , x1 y x2 son los moles / litros de trinitroclorobenceno reaccionado al cabo de estos tiempos.

Graficando 1/(a−x ) vs t según la ecuación (9.3) se obtiene una línea recta, de cuya pendiente se determina la constante de velocidad de reacción, sin embargo se puede calcular esta constante en forma aproximada reemplazando en la ecuación (9.4) dos pares de datos concentración-tiempo.

El efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción se estudia a través de la ecuación de Arrhenius, que en su forma diferencial se expresa (5)

dlnkdT

=EaRT2 (9.5)

Donde K es la constante de velocidad de reacción, R la constante de los gases, Ea la energía de activación y T la temperatura absoluta.

Integrando la ecuación (9.5) con constante de integración ´ ´ C ´ ´ , considerando a Ea constantes con el cambio de temperatura se obtiene:

lnK=−EaR ( 1

T )+C (9.6 )

Otra forma integrada de la ecuación (9.5) es:

K=A e−(E a/RT )(9.7)

Donde A es el factor de frecuencia

Si se grafica lnK vs(1/T ), de acuerdo ala ecuación (9.6) resulta también una línea recta, obteniendo de la pendiente la energía de activación Ea. Pero si la ecuación (9.5) se integra entre límites el resultado es:

Ea=R (ln k2−ln k1)T 2T 1

T 2−T 1(9.8 )

Conociendo la constante de velocidad de reacción a 2 temperaturas, puede determinarse la energía de activación aproximadamente usando la ecuación (9.8). El factor de frecuencia puede obtenerse a través de la ecuación (9.7), para valores conocidos de K y Ea a una temperatura dada.

En base a la teoría del complejo activado (TCA ) y otros aspectos se obtiene para el constante de velocidad de reacción la siguiente expresión:

K=k ( k BTh )K ¿(9.9)

Y para el factor de frecuencia:

K=Ae ( kBTh )e−∆S /RT

(9.10)

Donde k es el coeficiente de transmisión (fracción de pasos exitosos de complejos activados a productos en ese estado de transición) que generalmente se considera igual a 1 salvo ciertas excepciones (5); ´ ´ KB ´ ´ y ´ ´ h ´ ´ la constante de Boltzman y de Planck, K ¿ la constante de equilibrio de activación,´ ´ e ´ ´ la base de logaritmos neperianos y ∆ S¿ la entropía de activación; las demás cantidades son las mismas anteriormente indicadas. De modo que la ecuación (9.9) puede determinarse K ¿ y por ende la energía libre de activación de gibbs ∆G¿, y de la ecuación (9.10) se puede obtener ∆ S¿, así determinarse por ultimo la entalpia de activación ∆H ¿

∆G¿=∆H ¿−T ∆S¿ (9.11 )

C. MATERIAL Y EQUIPO

Se usó 3 gramos de peróxido de hidrogeno y ácido clorhídrico al 28% y densidad 1.14 g/ml; bureta de gases, tubo de reacción, pipetas de 25 ml y buretas, electrodo de plata-cloruro de plata y electrodo de vidrio, peachímetro ( pH−metro ¿; agitador magnético, baño de temperatura constante; cronometro, soporte, pinzas, conexiones, etc.

D.PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

La reacciones del DCPH se llevaron a cabo en una celda de vidrio con doble pared para control de temperatura. La reacción se siguió mediante medida barométrica con un sensor diferencial de presion (Motorola MPX 2010 de 10.0 KPa). En este experimento se usó como disolvente ácido clorhídrico al 28 % y densidad 1.14g/ml. Las concentraciones del Peróxido de hidrogeno y ácido clorhídrico deben ser iguales, las que se consiguen pesando 3 gr de peróxido de hidrogeno y 10.089551 ml de ácido clorhídrico.

Aunque la mezcla de reacción puede prepararse por distintos procedimientos, se recomienda lo siguiente: colocar en el baño de temperatura constante a 25°C un tubo de reacción con 0.08823529 M de peróxido de hidrogeno. Separar 10.089551 de HCl y añadir tubo de reacción de forma rápida para que no se pierda la reacción porque es muy rápida y violenta. Anotar el tiempo justo al que se hizo la adición, tomar las temperaturas cada 30 segundos para ver el cambio en la constante cinética de reacción.

E.UTILIZACION DE DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS:

Tabular los datos detalladamente. En base al análisis de ion cloruro determinar la concentración del peróxido de hidrógeno reaccionado a todos los tiempos considerados, trazar una gráfica de

log−dCa

dtvs logCa según la ecuación (9.3) y de la pendiente de la recta obtenida determinar el

valor de la constante de velocidad de reacción K , a cada temperatura considera un mínimo de 2 temperaturas entre 0 - 25 o 30°C

TABLA Nº1

TIEMPO(S) VOLOMEN(ml) TEMPERATURA DE BURETA DE GASES(℃)

TEMPERATURA DE TUBO DE REACCION (℃)

TEMPERATURA PROMEDIO(℃)

0 13.5 23.5 29 26.2530 17.3 23.5 30 26.7560 23.3 23.5 30 26.7590 27.1 23.5 31 27.25120 33.4 24 31.5 27.25150 36.0 24 32 28180 38.2 24 32 28210 41.7 24 32.5 28.25240 47.8 24 32.5 28.25270 52.4 24 32 28300 58.6 24 32 28330 61.8 24 32 28360 69.5 24 32 28390 76.7 24 32 28420 82.4 24 32 28450 85.5 24 32 28480 87.8 24 32 28510 88.8 24 32.5 28.25540 89.7 24 32.5 28.25570 90.1 24 32 28600 92.8 24 32 28630 94.9 24 32 28660 99.0 24 32 28

TEMPERATURA(℃) PRESION DE VAPOR(mmHg)

TEMPERATURA(℃) PRESION DE VAPOR(mmHg)

1 4.9 23 21.12 5.3 24 22.43 5.7 25 23.84 6.1 26 25.25 6.5 27 26.76 7.0 28 28.37 7.5 29 30.08 8.0 30 31.89 8.6 35 42.210 9.2 40 55.311 9.8 45 71.912 10.5 50 92.513 11.2 55 118.014 12.0 60 149.415 12.8 65 187.516 15.6 70 233.717 14.5 75 289.1

18 15.5 80 355.119 16.5 85 433.620 17.5 90 525.821 18.7 95 633.922 19.8 100 760.0

Presionde vapor delO2GAS :

pO2+ pH 2O+ pHCl=759.2mmHgconsideramos que la pHCl=0

pO2=759.2mmHg−pH 2O

usando la ecuacionde gases idealesencontramoslos nO2:

nO 2=

pH 2O∗VR∗T promedio

TABLA Nº1.1


PRESION DE VAPOR DEL H 2O(mmHg)

PRESION DE VAPOR DEL O2GAS(mmHg)

Volumen nO 2

26.25 25.575 733.4526.75 26.33 732.87 3.8 1.49∗10−4

26.75 26.33 732.87 9.8 3.84∗10−4

27.25 27.1 732.1 13.6 5.135∗10−4

27.75 27.9 732.87 19.9 7.77∗10−4

28.00 28.3 730.9 22.5 8.76∗10−4

28.00 28.3 730.9 24.7 9.612∗10−3

28.00 28.3 730.9 28.2 1.097∗10−3

28.25 28.3 730.9 34.3 1.335∗10−3

28.25 28.3 730.9 38.9 1.514∗10−3

28.00 28.3 730.9 45.1 1.755∗10−3

28.00 28.3 730.9 48.3 1.879∗10−3

28.00 28.3 730.9 56 2.179∗10−3

28.00 28.3 730.9 63.2 2.459∗10−3

28.00 28.3 730.9 68.9 2.681∗10−3

28.00 28.3 730.9 72 2.802∗10−3

28.00 28.3 730.9 74.3 2.892∗10−3

28.00 28.3 730.9 75.3 2.93∗10−3

28.25 28.725 730.475 76.2 2.965∗10−3

28.25 29.725 730.475 76.6 2.981∗10−3

28.00 28.3 730.9 79.3 3.086∗10−3

28.00 28.3 730.9 81.4 3.168∗10−3

28.00 28.3 730.9 85.5 3.327∗10−3

Encontrandolosconcentracion de H2O2en equilibrio:

mH 2O2=3gen70ml desolucion ; PF=34 g

mol

moles iniciales de H2O2=3g

34 gmol

⟹nH 2O2=0.08824mol

H 2O 2↔H 2O+12O2

inicio :0.08824molcambio :−2 X+X+Xequilibrio :0.08824−2 X X X=CO2

moles de H 2O2 enequilibrio :CH 2O2=0.08824−2 X

TABLA Nº1.2

Tiempo(s) nH 2O2 CH 2O2(molL

)en70ml (−dCH 2O2

dt)

0 0.08824 1.260630 0.08794 1.2563 1.433∗10−4

60 0.08717 1.2453 3.667∗10−4

90 0.08611 1.2301 5.067∗10−4

120 0.08456 1.2080 7.366∗10−4

150 0.08281 1.1830 8.333∗10−4

180 0.08088 1.1554 9.200∗10− 4

210 0.07869 1.1241 1.043∗10−3

240 0.07602 1.0860 1.270∗10−3

270 0.07299 1.0427 1.443∗10−3

300 0.06948 0.9926 1.670∗10−3

330 0.06572 0.9388 1.793∗10−3

360 0.06136 0.8766 2.073∗10−3

390 0.05644 0.8063 2.343∗10−3

420 0.05108 0.7297 2.550∗10−3

450 0.04548 0.6497 2.667∗10−3

480 0.03969 0.5670 2.757∗10−3

510 0.03383 0.4833 2.790∗10−3

540 0.02791 0.4244 2.963∗10−3

570 0.02194 0.3134 3.700∗10−3

600 0.01577 0.2253 2.937∗10−3

630 0.00943 0.1347 3.020∗10−3

660 0.00278 0.0397 3.167∗10−3

Seleccionandodatosde latablaTABLA Nº1.2


)en70ml

120 0.08456 1.2080150 0.08281 1.1830180 0.08088 1.1554210 0.07869 1.1241240 0.07602 1.0860270 0.07299 1.0427300 0.06948 0.9926330 0.06572 0.9388360 0.06136 0.8766390 0.05644 0.8063420 0.05108 0.7297450 0.04548 0.6497

TABLA Nº1.3

Tiempo(s) CH 2O2(molL

)en70ml lnC A (−dCH 2O2

dt) ln (

−dCH 2O2

dt)

0 1.260630 1.2563 0.2282 1.433∗10−4 -8.850660 1.2453 0.2194 3.667∗10−4 -7.910990 1.2301 0.2071 5.067∗10−4 -7.5876120 1.2080 0.1889 7.366∗10−4 -7.2135150 1.1830 0.1681 8.333∗10−4 -7.0901180 1.1554 0.1444 9.200∗10− 4 -6.9911210 1.1241 0.1169 1.043∗10−3 -6.8656240 1.0860 0.0825 1.270∗10−3 -6.6687270 1.0427 0.0418 1.443∗10−3 -6.5410300 0.9926 −7.42∗10−3 1.670∗10−3 -6.3949330 0.9388 -0.0632 1.793∗10−3 -6.3238360 0.8766 -0.1317 2.073∗10−3 -6.6179390 0.8063 -0.2153 2.343∗10−3 -6.0563420 0.7297 -0.3151 2.550∗10−3 -5.9717450 0.6497 -0.4312 2.667∗10−3 -5.9268480 0.5670 -0.5674 2.757∗10−3 -5.8936510 0.4833 -0.7271 2.790∗10−3 -5.8817540 0.4244 -0.8571 2.963∗10−3 -5.8216570 0.3134 -1.1602 3.000∗10−3 -5.8091600 0.2253 -1.4903 3.070∗10−3 -5.7861630 0.1347 -2.0005 3.100∗10−3 -5.7763660 0.0397 -3.2264 3.167∗10−3 -5.7549




dt) ln (

−dCH 2O2

dt)

120 1.2080 0.1889 7.366∗10−4 7.2135150 1.1830 0.1681 8.333∗10−4 7.0901180 1.1554 0.1444 9.200∗10− 4 6.9911210 1.1241 0.1169 1.043∗10−3 6.8656240 1.0860 0.0825 1.270∗10−3 6.6687270 1.0427 0.0418 1.443∗10−3 6.5410300 0.9926 −7.42∗10−3 1.670∗10−3 6.3949330 0.9388 -0.0632 1.793∗10−3 6.3238360 0.8766 -0.1317 2.073∗10−3 6.6179390 0.8063 -0.2153 2.343∗10−3 6.0563420 0.7297 -0.3151 2.550∗10−3 5.9717450 0.6497 -0.4312 2.667∗10−3 5.9268graficade la parte2.

TABLA Nº2

TIEMPO(S) VOLOMEN(ml) TEMPERATURA DE BURETA DE GASES(℃)

TEMPERATURA DE TUBO DE REACCION (℃)


0 5.4 24 36 2630 9.2 24 36 26.2560 13.8 24.1 36 27.5590 18.0 24.5 36 29120 25.2 24.5 40 29150 29.8 24.5 40 30.5180 32.7 24.5 40 31.25210 39.4 24.5 40 31.5240 43.9 24.5 40 32270 49.7 24.5 40 32.25300 53.2 24.5 40 33.25330 55.9 24.5 40 33.25360 58.4 24.5 40 33.75390 63.1 24.5 40 34420 66.6 24.5 40 34.25450 70.9 24.5 40 34.25480 71.2 24.5 40 34.25510 72.7 24.5 40 34.5540 75.2 24.5 40 34.5570 79.0 24.5 40 34.55600 79.4 24.5 40 34.7630 82.6 24.5 40 34.7660 85.2 24.5 40 34.7690 91.8 24.5 40 34.7

ln (−dCH 2O2

dt )=2.103576 lnC A+6.5906

Presionde vapor delO2GAS :

pO2+ pH 2O+ pHCl=759.2mmHgconsideramos que la pHCl=0

pO2=759.2mmHg−pH 2O

sando laecuacion de gasesideales encontramoslos nO2:

nO 2=

pH 2O∗VR∗T promedio

TABLA Nº2.1


PRESION DE VAPOR DEL H2O(mmHg)

PRESION DE VAPOR DEL O2GAS(mmHg)

Volumen nO 2

26 25.2 73426.25 25.575 733.625 3.8 1.493∗10−4

27.55 27.55 731.65 8.4 3.277∗10−4

29 30.0 729.2 12.6 4.876∗10−4

29 30.0 729.2 19.8 7.663∗10−4

30.5 32.84 726.36 24.4 9.36∗10−4

31.25 34.4 724.8 27.3 1.072∗10−3

31.5 34.85 724.35 34 1.296∗10−3

32 35.96 723.25 38.5 1.463∗10−3

32.25 36.52 722.68 44.3 1.681∗10−3

33.25 38.52 720.68 47.8 1.803∗10−3

33.25 38.52 720.68 50.5 1.905∗10−3

33.75 39.7 719.5 53 1.992∗10−3

34 40.12 719.08 57.7 2.166∗10−3

34.25 40.52 718.68 61.2 2.294∗10−3

34.25 40.52 718.68 65.5 2.456∗10−3

34.25 40.52 718.68 65.8 2.467∗10−3

34.5 41.2 718 67.3 2.519∗10−3

34.5 41.2 718 69.8 2.6122∗10−3

34.55 41.26 717.94 73.4 2.7462∗10−3

34.7 41.67 717.55 74 2.7658∗10−3

34.7 41.57 717.55 77.2 2.8854∗10−3

34.7 41.48 717.55 79.8 2.9826∗10−3

34.7 41.48 717.55 86.4 3.229∗10−3

Encontrandolosconcentracion de H2O2en equilibrio:

mH 2O2=3gen70ml desolucion ; PF=34 g

mol

moles iniciales de H2O2=3g

34 gmol

⟹nH 2O2=0.08824mol

CH 2O2=1.26 mol

L

H 2O 2↔H 2O+12O2

inicio :0.08824molcambio :−2 X+X+Xequilibrio :0.08824−2 X X X=CO2

moles de H 2O2 enequilibrio :CH 2O2=0.08824−2 X

TABLA Nº2.2


)en70ml (−dCH 2O2

dt)

0 0.08824 1.260630 0.08794 1.2563 1.433∗10−4

60 0.08728 1.2468 3.167∗10−4

90 0.08631 1.2330 4.600∗10−4

120 0.08479 1.2113 7.233∗10−4

150 0.08291 1.1844 8.967∗10−4

180 0.08076 1.1537 1.023∗10−3

210 0.07817 1.1167 1.233∗10−3

240 0.07524 1.0749 1.393∗10−3

270 0.07188 1.0268 1.603∗10−3

300 0.06828 0.9754 1.713∗10−3

330 0.06447 0.9210 1.813∗10−3

360 0.06048 0.8640 1.900∗10−3

390 0.05615 0.8021 2.063∗10−3

420 0.05156 0.7365 2.167∗10−3

450 0.04665 0.6664 2.337∗10−3

480 0.04172 0.5960 2.347∗10−3

510 0.03668 0.5240 2.400∗10−3

540 0.03145 0.4493 2.490∗10−3

570 0.02596 0.3708 2.617∗10−3

600 0.02043 0.2918 2.633∗10−3

630 0.01465 0.2093 2.750∗10−3

660 0.00869 0.1241 2.840∗10−3

690 0.00223 0.0319 3.073∗10−3



)en70ml

120 0.08479 1.2113150 0.08291 1.1844180 0.08076 1.1537210 0.07817 1.1167240 0.07524 1.0749270 0.07188 1.0268300 0.06828 0.9754330 0.06447 0.9210360 0.06048 0.8640390 0.05615 0.8021420 0.05156 0.7365

TABLA Nº2.3



dt) ln (

−dCH 2O2

dt)

0 1.260630 1.2563 0.2282 1.433∗10−4 8.850660 1.2468 0.2206 3.167∗10−4 8.057690 1.2330 0.2095 4.600∗10−4 7.6842120 1.2113 0.1917 7.233∗10−4 7.2317150 1.1844 0.1692 8.967∗10−4 7.0167180 1.1537 0.1429 1.023∗10−3 6.8850210 1.1167 0.1104 1.233∗10−3 6.6983240 1.0749 0.0722 1.393∗10−3 6.5763270 1.0268 0.0264 1.603∗10−3 6.4365300 0.9754 -0.025 1.713∗10−3 6.3695330 0.9210 -0.0823 1.813∗10−3 6.3127360 0.8640 -0.1462 1.900∗10−3 6.2659390 0.8021 -0.2205 2.063∗10−3 6.1835420 0.7365 -0.3058 2.167∗10−3 6.1344450 0.6664 -0.4059 2.337∗10−3 6.0588480 0.5960 -0.5175 2.347∗10−3 6.0546510 0.5240 -0.6463 2.400∗10−3 6.0322540 0.4493 -0.8000 2.490∗10−3 5.9954570 0.3708 -0.9921 2.617∗10−3 5.9457600 0.2918 -1.2317 2.633∗10−3 5.9396630 0.2093 -1.5640 2.750∗10−3 5.8961660 0.1241 -2.0867 2.840∗10−3 5.8639690 0.0319 -3.4451 3.073∗10−3 5.7861

Seleccionandodatos de latablaTABLA Nº2.3



dt) ln (

−dCH 2O2

dt)

120 1.2113 0.1917 7.233∗10−4 7.2317150 1.1844 0.1692 8.967∗10−4 7.0167180 1.1537 0.1429 1.023∗10−3 6.8850210 1.1167 0.1104 1.233∗10−3 6.6983240 1.0749 0.0722 1.393∗10−3 6.5763

270 1.0268 0.0264 1.603∗10−3 6.4365300 0.9754 -0.025 1.713∗10−3 6.3695330 0.9210 -0.0823 1.813∗10−3 6.3127360 0.8640 -0.1462 1.900∗10−3 6.2659390 0.8021 -0.2205 2.063∗10−3 6.1835420 0.7365 -0.3058 2.167∗10−3 6.1344

graficade la parte2.

Dela grafica (1 ) laecuacion de laresta es :

ln (−dCH 2O2

dt )=2.103576 lnC A+6.5906

ln K1=6.5906; m=2.103576=n (ordende la reaccion )=2

K1=728.218temperaturade tubo de reaccion :T 1=31.72℃⟹304.72K

Dela grafica (2 ) laecuacion de laresta es :

ln (−dCH 2O2

dt )=1.99922 lnC A+6.5676

ln K2=6.5676; m=1.99922=n (ordende lareaccion )=2K 2=711.659

temperaturade tubo dereaccion :T 2=39.33℃⟹312.33 K

De laecuacion :

Ea=R (ln k2−ln k1)T 2T 1

T 2−T 1

Ea=8.31434 Jmol∗K

¿¿

l n(−dCH 2O2

dt )=1.99922 lnC A+6.5676

Ea=−2391.749 Jmol

CONCLUSIONES:Se determinó la cinética de la reacción del peróxido de hidrogeno con catalizador de HCl en función de la temperatura.Se Determinando valores de constantes de velocidad de reacciónK 1 y K2, y la velocidad de reacción.También de determino el orden de la reacción y energía de activación para el peróxido de hidrógeno

lab. quimica fisica ii.docx

Documents