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• Ferney Romero

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INFORME DE PRÁCTICA FISICOQUIMICA AMBIENTAL

ESTUDIANTES: YANINA BOLAÑO MONTERO GREY MARY PIMIENTA FRAGOZO COD: 1.065.806.272 ANTHONY ARIZA MOLINA COD: 1.065.647.206 LINA MARCELA TORRADO COD: 1.065.894.905

FRANCY TATIANA PEÑA TRILLOS. TUTORA

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD. ESCUELA DE CIENCIAS AGRÍCOLAS, PECUARIAS Y DEL MEDIO AMBIENTE–ECAPMA. CEAD VALLEDUPAR – CESAR. MAYO DEL 2018

MATERIALES Y METODOS

Instrumentos y Materiales de laboratorio ➢ ➢ ➢ ➢ ➢ ➢ ➢ ➢ ➢ ➢

Calorímetro (vaso Dewar, o termo) Balanza gramera o analítica Vasos de precipitado de 50,100 ml Probeta milimetrada Escobillas de cerdas Plancha de calentamiento Termómetro Cronómetro Tasa plástica grande Guantes térmicos

Reactivos ➢ ➢ ➢ ➢ ➢

Hidróxido de sodio NaOH Agua H2O Tiosulfato sódico (Na2S2O3) al 0.05M, 0.025M y 0.0125M Ácido clorhídrico HCl Hielo

Material personal cotidiano obligatorio ➢ ➢ ➢ ➢ ➢

Bata larga Gorro Gafas de seguridad Guantes de látex Mascarilla

Procedimiento 1: Determinación de la entalpía molar de disolución y entropía de una mezcla binaria (Calibración del calorímetro o vaso Dewar

Determinación de la entalpía molar de disolución del NaOH en H2O

Procedimiento 3: Cinética de la descomposición del Tiosulfato de sodio, por medio de ácido clorhídrico concentrado.

MEMORIA DE CALCULOS CALIBRACION DEL CALOLIMETRO O VASO DEWAR 1. Determinamos la densidad del agua caliente (T1), y el agua a temperatura ambiente (T), de la siguiente manera: Datos: Peso del vaso Dewar 𝑚𝑐 = 8,56 𝑔 Agua a temperatura ambiente 𝑇 = 27℃ Agua caliente 𝑡𝑇1 = 80℃ 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒𝑙 ℎ𝑖𝑒𝑙𝑜 T=-5 Temperatura en equilibrio de la muestra de agua a temperatura ambiente 𝑇0 = 27℃ Temperatura en equilibrio de la mezcla de agua 𝑇𝑒𝑞 = 44℃ Temperatura mezcla agua y naoh 42 c Pasamos todas la temperaturas a °𝑲 𝑇 = 27℃ + 273 = 300°𝐾 𝑇1 = 80℃ + 273 = 353°𝐾 𝑇0 = 27℃ + 273 = 300°𝐾 𝑇𝑒𝑞 = 44℃ + 273 = 317°𝐾 A. Densidad con T1 (m1) 𝛿=

30,0658 − (7,48 × 10−3 × 80°) 𝑔 30 𝑚𝑙

𝛿 = 0.982

𝑔 𝑚𝑙

B. Densidad con T (m2) 𝛿=

30,0658 − (7,48 × 10−3 × 27°) 𝑔 30 𝑚𝑙

𝛿 = 0.995

𝑔 𝑚𝑙

2. Determinamos masa de m1 y m2 𝑚 = 𝛿×𝑉 𝑔 × 100 𝑚𝑙 𝑚𝑙 𝒎𝟐 = 𝟗𝟗, 𝟓𝒈 H2O ambiente 𝑚2 = 0,995

𝑔 × 100 𝑚𝑙 𝑚𝑙 𝒎𝟏 = 𝟗𝟖, 𝟐 𝒈 H2O caliente 𝑚1 = 0.982

3. Determinamos el calor específico del recipiente (Ce) de acuerdo con el balance de calor: 𝑄 𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜 = −𝑄 𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜 Debemos tener en cuenta trabajar con las mismas unidades: en kg, °K, para poder cancelarlas y 𝐽 nos quede la respuesta en ⁄𝑘𝑔 ∙ °𝐾 𝑚𝑐 . 𝐶𝑒 . (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0 ) + 𝑚1 . 𝐶𝐻2𝑂 . (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0 ) = −𝑚2 . 𝐶𝐻2 𝑂 . (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇1 ) 𝐶𝑒 =

−𝑚2 . 𝐶𝐻2𝑂 . (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇1 ) − 𝑚1 . 𝐶𝐻2 𝑂 . (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0 ) 𝑚𝑐 . (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0 )

𝐶𝑒 𝐽 𝐽 −0.0995 𝑘𝑔 ∙ 4180 ⁄𝑘𝑔 ∗ 𝐾 ∙ (317°𝐾 − 353°𝐾) − 0,0982𝑘𝑔 ∙ 4180 ⁄𝑘𝑔 ∙ 𝐾 (317°𝐾 − 300°𝐾) = 0,00856 𝑘𝑔 ∙ (317°𝐾 − 300°𝐾)

𝑱 𝑪𝒆 = 𝟓𝟒𝟗𝟑𝟖, 𝟔𝟐 ⁄𝒌𝒈 ∙ °𝑲

4. Determinamos la capacidad calorífica del calorímetro 𝑪 = 𝒎𝒄 ∙ 𝑪𝒆 𝐽 𝐶 = 0,00856 𝑘𝑔 ∙ 54938,62 ⁄𝑘𝑔 ∙ °𝐾 𝑱 𝑪 = 𝟒𝟕𝟎, 𝟐𝟕 ⁄ °𝑲

CALOR ESPECÍFICO DE UNA MUESTRA DE AGUA 1. Densidad de sustancias T= 27+273=300 T1= 30+273=303 Teq = 42+273=317 a. Densidad con T1 (m1) 𝛿=

30,0658 − (7,48 × 10−3 × 30°) 𝑔 30 𝑚𝑙

𝑔 𝑚𝑙 b. Densidad con T (m2) 𝛿 = 0.994

𝛿=

30,0658 − (7,48 × 10−3 × 27°) 𝑔 30 𝑚𝑙

𝛿 = 0.995

𝑔 𝑚𝑙

2. Determinamos masa de m1 y m2 𝑚 = 𝛿×𝑉 𝑔 × 100 𝑚𝑙 𝑚𝑙 𝒎𝟐 = 𝟗𝟗, 𝟓𝒈 H2O ambiente 𝑚2 = 0,995

𝑔 × 100 𝑚𝑙 𝑚𝑙 𝒎𝟏 = 𝟗𝟗, 𝟒 𝒈 H2O destilada caliente 𝑚1 = 0.982

𝑄𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜 = −𝑄𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜 𝑚𝑐 ∙ 𝐶𝑒 ∙ (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0) + 𝑚1 ∙ 𝐶𝑚 ∙ (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0 ) = −𝑚2 ∙ 𝐶𝐻2 𝑂 ∙ (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇1 ) 𝐶𝑚 =

−𝑚2 ∙ 𝐶𝐻2 𝑂 ∙ (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇1 ) − 𝑚𝑐 ∙ 𝐶𝑒 ∙ (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0 ) 𝑚1 ∙ (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0 )

𝐶𝑚 𝐽 𝐽 −0.0995 𝑘𝑔 ∙ 4180 ⁄𝑘𝑔 ∗ 𝐾 ∙ (315°𝐾 − 303°𝐾) − 0,00856 𝑘𝑔 ∙ 54938,62 ⁄𝑘𝑔 ∙ °𝐾 (315°𝐾 − 300°𝐾) = 0,0994𝑘𝑔 (315°𝐾 − 300°𝐾)

𝑪𝒎 = −𝟖𝟎𝟕𝟖, 𝟒𝟗 𝑱⁄𝒌𝒈 ∙ °𝑲 ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN DEL NAOH EN H2O 1. Determinamos la densidad del agua destilada adicionada al calorímetro empleando la temperatura de equilibrio (To). 𝑇1 = 30℃ + 273 = 303°𝐾 Densidad con T o 𝛿=

30,0658 − (7,48 × 10−3 × 30°) 𝑔 30 𝑚𝑙

𝛿 = 0.994

𝑔 𝑚𝑙

2. Determinamos el calor cedido en la solución (Csn) de acuerdo con el balance de calor 𝑄 𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜 = −𝑄 𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜 = 𝑄𝑠𝑛 𝑄𝑠𝑛 = − (𝐶 ∙ (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0 ) + 𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻 ∙ 𝐶𝐻2 𝑂 ∙ (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇1 )) 𝐽 𝑄𝑠𝑛 = − (−8176,94 ⁄𝑘𝑔 ∙ °𝐾 ∙ (315°𝐾 − 300°𝐾) + 0,002 𝑘𝑔 𝐽 ∙ 4180 ⁄𝑘𝑔 ∗ 𝐾 (315°𝐾 − 303°𝐾)) 𝑄𝑠𝑛 = 122553,78 J/kg 3. Calcular la entalpia molar de la disolución estudiada.

∆𝐻𝑠𝑛 =

𝑄𝑠𝑛 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻

1kg J ( ) kg 25mol = −98043,024𝑗 0,05 𝑚𝑜𝑙

−122553,78 ∆𝐻𝑠𝑛 =

4.Calcular la molaridad de la disolución estudiada

𝑔𝑟 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 2𝑔𝑟 = = 0,05𝑚𝑜𝑙 𝑝𝑚 𝑁𝑎𝑜𝐻 40𝑔𝑟 𝑚𝑜𝑙 0,05𝑚𝑜𝑙 𝑀= = 0,5𝑚𝑜𝑙/𝑙 0,1 𝐿

Moles =

5. Determinar la entropía de la muestra así: ∆𝑆𝑚 = 2,303 ∙ 𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 ∙ 𝐶𝑠𝑛 ∙ 𝑙𝑜𝑔

𝑇𝑒𝑞 𝑇0

1 𝑘𝑔 315 ∙ (−8078,49 𝐽/𝑘𝑔 𝐾) ∙ 𝑙𝑜𝑔 25 𝑚𝑜𝑙 300 ∆𝑆𝑚 = −0,788 𝐽

∆𝑆𝑚 = 2,303 ∙ 0,05𝑚𝑜𝑙 ∗

HN PRÁCTICA 3. CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO, POR MEDIO DEL HCl CONCENTRADO Cinética de la descomposición del tiosulfato de sodio, por medio de HCl concentrado La reacción química empleada en este procedimiento es: 2𝐻𝐶𝐿(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3

(𝑎𝑐)

→ 𝑆𝑂2

(𝑔)

+ 2𝑁𝑎𝐶𝐿(𝑎𝑐) + 𝑆 + 𝐻2 𝑂

El ácido clorhídricoBM reacciona con el tiosulfato liberando ácido de tiosulfato, que se descompone instantáneamente en dióxido de azufre, agua y azufre, el cual se precipita en la solución que se manifiesta con un opacamiento de la misma 1. Complete la siguiente tabla para cada temperatura trabajada: Ambiente:

T(K)

300

(Na2S2O3)

t(min)

V=(Na2S2O3)/t

Log(Na2S2O3)

Log (V),.,,.

0,05

1,03

0,48543689

-1,3

-1,313867

0,025 0,0125

2,19 6,43

0,011415525 1,944012442*10−3

-1,6 -1,9

-1,942504 -2,711300

Agua fría: T(K) 268

(Na2S2O3) 0,05 0,025 0,0125

t(min) 2,17 8 20

V=(Na2S2O3)/t Log(Na2S2O3) 0,023041474 -1,3 0,003125 -1,6 0,000625 -1,9

Log (V) -1,637489 -2,505149 -3,204119

2. Realice las gráficas de Log V vs. Log [Na2S2O3] para cada temperatura. Realizar la respectiva línea de tendencia a la gráfica obtenida estableciendo y a partir de la ecuación linealizada determine el orden de la reacción y las constantes específicas de velocidad (k1, k2), considerando que: 𝐿𝑜𝑔 𝑉 = 𝑛 ∗ 𝐿𝑜𝑔[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ] + 𝐿𝑜𝑔 𝑘 ∗ [𝐻𝐶𝐿] 𝑌 =𝑚𝑋+𝑏 Log v=y Log = Na

Temperatura 1 (Ambiente):

Log (V) 0

-3

-2,5

-2

-1,5

-1

-0,5

0 -0,5 -1

y = 0,4279x - 0,7488 R² = 0,9967

-1,5 -2 -2,5

𝐿𝑜𝑔 𝑉 = 𝑛 ∗ 𝐿𝑜𝑔[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ] + 𝐿𝑜𝑔 𝑘 ∗ [𝐻𝐶𝐿] 𝑌 =𝑚𝑋+𝑏 𝑌 =𝑚𝑋+𝑏 𝑌 = 0,4279𝑥 + 0.7488 𝑚 = 0.4279 𝑏 = −0.7488 log 𝑉 = 𝑌 log = [𝑁𝑎] n=𝑋 log 𝑘[𝐻𝑐] = −0,7488

𝑟 = 0,9967

Log (V) Lineal (Log (V))

Temperatura 2 (Agua fría)

Log (V) 0

-2

-1,5

-1

-0,5

0 -0,5

-1 -1,5

y = 2,611x + 1,7288 R² = 0,9962

-2

Log (V) Lineal (Log (V))

-2,5 -3 -3,5

𝐿𝑜𝑔 𝑉 = 𝑛 ∗ 𝐿𝑜𝑔[𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 ] + 𝐿𝑜𝑔 𝑘 ∗ [𝐻𝐶𝐿] 𝑌 =𝑚𝑋+𝑏

𝑌 =𝑚𝑋+𝑏 𝑌 = 2,611𝑥 + 1.7288 𝑚 = 2,611 𝑏 = 1.7288

𝑟 = 0.9962

log 𝑉 = 𝑌 log = [𝑁𝑎] n=𝑋 log 𝑘[𝐻𝑐] = 1.7288 3. A partir de los datos obtenidos a las dos temperaturas empleadas determine la energía de activación y el factor de frecuencia de la reacción a partir de la ecuación de Arrhenius y su relación de constantes a diferentes temperaturas. Con la constante específica hallada calcule la vida media de la reacción.

𝐿𝑜𝑔

𝐾1 𝐸𝑎 𝑡1 − 𝑡2 = ∗ 𝐾2 2.303𝑅 𝑡1 ∗ 𝑡2

𝐿𝑜𝑔

5,60 𝐸𝑎 300 − 268 = ∗ = 53,55 2,303 ∗ 8,314𝑗/𝑚𝑜𝑙𝑘 300 ∗ 268

𝑘1 𝑘2 𝑡1 − 𝑡2 (2.303 ∗ 8,314) = 𝐸𝑎 𝑡1 ∗ 𝑡2 𝐿𝑜𝑔

5,60 𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝑙 53,55 (2.303 ∗ 0,082 ) = 𝐸𝑎 300 − 268 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑘 300 ∗ 268 𝐿𝑜𝑔

0,10 𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝑙 (2.303 ∗ 0,082 ) = −465,26 0.000398 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑘 𝐸𝑎 = −4.291𝑎𝑡𝑚 ∗

𝑙 ∗𝑘 𝑚𝑜𝑙

−𝐸𝑎

𝐿𝑜𝑔𝑘1 = 2.303𝑅𝑡 + 𝐿𝑜𝑔. 𝐴 1

𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝑙 𝑚𝑜𝑙 ∗𝑘 𝐿𝑜𝑔6.280 = + 𝐿𝑜𝑔. 𝐴 𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝑙 2.303 ∗ 0.082 ∗ 300 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑘 −4.291

ANALISIS DE LA INFORMACION

Por medio de las practicas se identifica el comportamiento de la capacidad calorífica de diferentes tipos de muestras analizadas, siendo el calorímetro el instrumento que aporta este proceso, dando que se cumple con las condiciones del sistema termodinámico aislado. En cuanto a los resultados se puede apreciar el proceso de calibración del calorímetro es el que presenta mayor capacidad calorífica En esta práctica pudimos verificar y Calcular la capacidad calorífica de diferentes muestras. se determinó el contenido de un calorímetro por el todo de mezclas binarias, para la demostración del equilibrio de temperatura en diferentes temperaturas en el suministro de calor. % a entropía de un sistema aislado continua mientras se realicen cambios en el. Cuando el cambio es estable, el sistema está en equilibrio y la entropía alcanza un máximo algoritmo. Lo cual se puede apreciar con cada muestra.

INCONVENIENTES Y CONCLUSIONES

Procedimiento 1: La determinación de la capacidad calorífica, la entalpia y la entropía, permite tomar decisiones en un contexto profesional, ya que permite evaluar las condiciones de trasferencia de calor y absorción que son de vital importancia en el ambiente, ya que permite evaluar las posibles afecciones que se están presentado con un posible vertimiento. Hubo errores ocasionales donde en el procedimiento de medir la temperatura no se podían tomar tiempos exactos de por el periodo de 4 a 5 minutos, el cual no veíamos buenos resultados. Ya que se tomó la decisión de sumarles minutos más de 8 a 10 minutos para tener el resultado esperado. Que era mediciones de temperaturas constantes Procedimiento 3: Con el anterior trabajo se analizó la velocidad de reacción que existe cuando se mezcla el tiosulfato de sodio con el HCL. Además, desde allí se pudo hallar la cinética y otros parámetros que nos dieron unos resultados efectivos para lo que se proponía con este experimento. • La velocidad de reacción se observa cuando se presenta el apocamiento en la sustancia • Mediante el desarrollo de la práctica se observa variaciones en las distintas soluciones. Al comienzo tuvimos un error donde desperdiciamos el ácido clorhídrico porque lo adicionamos individualmente sin tener en cuenta el cronometro. Tampoco teníamos a la mano probetas iguales para las mediciones de los 10 ml de las diferentes soluciones, se perdía tiempo.

BIBLIOGRAFÍA ➢ http://campus33.unad.edu.co/ecapma14/mod/folder/view.php?id=2238 ➢ http://campus33.unad.edu.co/ecapma14/mod/folder/view.php?id=2241 ➢ http://bibliotecavirtual.unad.edu.co:2077/lib/unadsp/detail.action?docID=10552257 ➢ http://bibliotecavirtual.unad.edu.co:2077/lib/unadsp/detail.action?docID=10491292