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MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

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MANUAL PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I y II ESCUELA DE QUÍMICA FACULTAD DE CIENCIAS UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

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TABLA DE CONTENIDO Pág. 1. OBJETIVO

2

2. ALCANCE

2

3. DEFINICIONES

2

4. ABREVIATURAS

4 5. PARTE EXPERIMENTAL FISICOQUÍMICA I

6

5.1. ECUACIÓN DE ESTADO DE GASES IDEALES

6

5.2. CAPACIDAD CALORÍFICA DE LOS GASES

14

5.3. PRESIÓN DE VAPOR DE MEZCLAS DE LÍQUIDOS

24

5.4. DETERMINACIÓN DE CONSTANTES DE DISOCIACIÓN. (ESPECTROFOTOMETRÍA

30

5.5. OBTENCIÓN DEL ESPECTRO DE ABSORCIÓN UV DE p-metoxifenol Y DETERMINACIÓN DE SU pka

38

5.6. TRANSICIONES ELECTRÓNICAS DE COMPUESTOS CROMÓFOROS

47

5.7. EFECTO DE LA ESTRUCTURA MOLECULAR EN LA CAPACIDAD FLUORESCENTE DE COLORANTES

52

5.8. TRANSFERENCIA DE ENERGIA DE MOLECULAS EXCITADAS DE RIBOFLAVINA: ECUACIÓN DE STERN-VOLMER.

57

6. PARTE EXPERIMENTAL FISICOQUÍMICA II 6.1 MEDIDAS DE VISCOSIDAD CON EL VISCOSÍMETRO DE ESFERA DESCENDENTE

60

6.2 DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE MEZCLA EN FLUIDOS BINARIOS

68

6.3. ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

79

6.4 DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

86

6.5 DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN USANDO UNA BOMBA CALORIMÉTRICA

96

6.6 DIAGRAMA DEL PUNTO DE EBULLICIÓN DE UNA MEZCLA BINARIA

105

6.7 VELOCIDAD DE LAS MOLÉCULAS Y LA FUNCIÓN DE DISTRIBUCIÓN DE MAXWELL-BOLTZMANN

114

6.8 ANÁLISIS DE LAS DISTRIBUCIONES DE INTENSIDAD DEL ESPECTRO ROTACIONALVIBRACIONAL DEL HCl

122

6.9 DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLECULAR DE UN LÍQUIDO

140

APROBACIÓN Y LISTADO DE REVISIONES

144

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1. OBJETIVO El presente manual de prácticas de laboratorio presenta una serie de experimentos correspondientes a los diferentes temas tratados en las asignaturas del área de fisicoquímica tales como teoría cinética, calorimetría, química cuántica, cinética química y equilibrio químico. En todas las practicas se presentan los objetivos, los conceptos relacionados, el fundamento teórico, las instrucciones detalladas que permiten a los estudiantes realizar la experimentación necesaria, el tratamiento de datos, el cálculo de resultados y los demás productos que pueden obtenerse de la práctica. Las prácticas se realizan con el propósito de dar al estudiante de la escuela de química una visión integrada teórico práctica de los tópicos que se estudian, comprobar las leyes y principios vistos en la parte teórica, introduciendo al alumno en el manejo e interpretación de los diferentes temas y a través de ellos familiarizar a los estudiantes con las determinaciones experimentales de los cambios físico químicos y la forma de cuantificarlos.

2. ALCANCE El manual de prácticas del laboratorio tiene como finalidad ayudar a que el alumno aplique los conocimientos adquiridos en la ciencia de la química, en la parte correspondiente a fisicoquímica, en la obtención de valores reales hallados experimentalmente para su aplicación en las diferentes ecuaciones estudiadas. De igual forma se pretende que el alumno sea capaz de mostrar o visualizar de manera gráfica los resultados obtenidos y determinar dichos fenómenos reales empleados para tal fin.

3. DEFINICIONES Sistema: Un sistema es aquella particular porción del universo en la cual estamos interesados. Típicos sistemas termodinámicos pueden ser: una cierta cantidad de gas, un líquido y su vapor, una mezcla de dos líquidos, una solución, un sólido cristalino, etc. Variable termodinámica: Las variables termodinámicas son las magnitudes que estimamos necesario o conveniente especificar para dar una descripción macroscópica del sistema. La mayoría de esas magnitudes provienen de otras ramas de la física.

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Estado del sistema: Cuando se han especificado las variables necesarias para describir al sistema se dice que se ha especificado el estado del sistema. La especificación del estado de un sistema no nos da ninguna información acerca de los procesos mediante los cuales el sistema fue llevado a dicho estado. Equilibrio: se denomina estado de equilibrio de un sistema cuando las variables macroscópicas presión p, volumen V, y temperatura T, no cambian. El estado de equilibrio es dinámico en el sentido de que los constituyentes del sistema se mueven continuamente. Sistema heterogéneo: Un sistema en el cual las variables termodinámicas varían de un lugar a otro en forma discontinua se dice que es heterogéneo. Por ejemplo, un sistema constituido por hielo y agua en equilibrio es heterogéneo. Las discontinuidades se producen en las interfaces sólido-líquido. Sistema homogéneo: Un sistema se dice homogéneo cuando (en ausencia de fuerzas exteriores) sus variables termodinámicas son constantes a través de todo el sistema. Si hay campos de fuerzas, esta definición se puede ampliar admitiendo que las variables pueden variar de un punto a otro del sistema, siempre y cuando esas variaciones sean continuas. Fase: Muchas veces conviene dividir un sistema heterogéneo en subsistemas, llamados fases, imaginando nuevos límites en los lugares donde ocurren las discontinuidades. En consecuencia, una fase es un subsistema homogéneo. Ecuación de estado: Se denomina ecuación de estado a una relación entre las variables presión, volumen, temperatura y cantidad de materia del sistema. Para un sistema formado por una única fase, debido a la ecuación de estado, de las tres variables (presión, volumen y temperatura) solamente dos se pueden elegir arbitrariamente. La tercera está determinada por la naturaleza del medio, y la ecuación de estado describe este hecho. La ecuación de estado se puede o no expresar mediante una fórmula analítica, y proviene siempre de los experimentos o de una teoría de la materia. De ningún modo se puede considerar que surge de la Termodinámica. Energía interna: Se denomina energía interna del sistema a la suma de las energías de todas sus partículas. En un gas ideal las moléculas solamente tienen energía cinética, los choques entre las moléculas se suponen perfectamente elásticos, la energía interna solamente depende de la temperatura. Calor: El calor no es una nueva forma de energía, es el nombre dado a una transferencia de energía de tipo especial en el que intervienen gran número de partículas. Se denomina calor a la energía intercambiada entre un sistema y el medio que le rodea debido a los choques entre las moléculas del

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sistema y el exterior al mismo y siempre que no pueda expresarse macroscópicamente como producto de fuerza por desplazamiento.

4. ABREVIATURAS Figura: Fig. Tiempo: t Aproximadamente: Aprox. Diámetro: d Diámetro interno: di. Longitud: L Kelvin: K Temperatura: T Tiempo: t Segundo: s Minutos: min. Masa: m Volumen: V Corriente alterna: CA Altura: h Relativa: rel.

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5. PARTE EXPERIMENTAL FISICOQUÍMICA I 5.1 ECUACIÓN DE ESTADO DE GASES IDEALES Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Indicaciones de peligro:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Ninguna

5.1.1 Objetivos 

Comprobar experimentalmente la validez de las leyes de Boyle-Mariotte, Amontons-Charles y GayLussac para una cantidad de gas constante (aire).



De la relación obtenida calcular la constante universal de los gases, el coeficiente de compresibilidad isotérmico, el coeficiente térmico de tensión y el coeficiente de expansión térmica.

5.1.2 Principio El estado de un gas está determinado por la temperatura, la presión, el volumen y la cantidad de sustancia. Para el caso de los gases ideales, estas variables están vinculadas a través de la ecuación general de estado. 5.1.3 Conceptos relacionados Presión, temperatura, volumen, coeficiente de compresibilidad isotérmico, Coeficiente térmico de tensión, Coeficiente de expansión térmica, ecuación general de estado para gases ideales, Constante universal de los gases, Ley de Boyle-Mariotte, Ley de Charles (Amontons) y Ley de Gay-Lussac. 5.1.4. Fundamento teórico El estado de un gas está determinado por las variables de estado temperatura, T, presión, P, Volumen V y cantidad de sustancia n, las cuales están relacionadas. La dependencia del volumen con las variables presión y temperatura, para una cantidad de sustancia constante (n=const; dn=0; cantidad de gas encerrado en el tubo de medida) se da mediante la diferencial:

(

)

(

)

Análogamente, si se tiene que P = P(T, V), se puede escribir:

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)

(

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)

Cada una de las derivadas parciales en las ecuaciones (1) y (2) geométricamente se pueden interpretar como la pendiente de una línea tangente de las funciones V=V(T), P=P(T) o V=V(P). Sus valores dependen de las condiciones iniciales. Por otra parte, se define el coeficiente de expansión térmica como:

(

)

(

)

(

)

El coeficiente de Tensión térmica

El coeficiente de compresibilidad isotérmico

Para la aproximación de gas ideal (bajas presiones, Temperatura alta) estas relaciones se pueden determinar a partir de leyes que se obtuvieron en forma empírica y que describen las correlaciones de las variables de estado. Para un proceso isobárico (P=const; dP= 0) la ecuación (1) se reduce a:

( Si

)

es constante, cuando se integra se obtiene:

[

( - )]

Que es equivalente a la ecuación V = Const T la cual corresponde a la ley de Gay-Lussac. De igual forma, para un proceso isocórico (V = const; dV =0), de las ecuaciones (2) y (4) se obtiene, después de integrar:

[

( - )]

Que es equivalente a la ecuación P = Const T, la cual corresponde a la ley de Charles (Amontons) que describe el incremento lineal de la presión con la temperatura.

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Para una expansión y/o compresión isotérmica (T= Const; dT=0) de una cantidad constante de gas, de la ecuación (5) se obtiene:

Que al integrar lleva a la ecuación V = Const (1/P) que corresponde a la ley de Boyle–Mariotte. Combinando estas ecuaciones, se obtiene: Esta última ecuación lleva a introducir la constante universal de los gases R, y por ello escribir: Adicionalmente, de las anteriores ecuaciones se pueden obtener las siguientes relaciones: ( ) ( ) (

-

)

Que se pueden determinar experimentalmente. La constante universal de los gases se puede calcular si la cantidad de gas n se conoce. Pero sabemos que:

(15) Donde, Vm es el volumen molar y a partir de las condiciones normales se puede obtener el valor de n y adicionalmente, obtener los valores de las otras tres constantes definidas por las ecuaciones (3), (4) y (5). 5.1.5. Materiales y reactivos             

Unidad básica Cobra3 Fuente de energía, 12 V/2 A Cable de datos, RS232 Módulo de medición de presión Modulo convertidor o Sensor cobra 3, - … C Software Cobra 3 Ley de los Gases Chaqueta de vidrio Jeringa de vidrio, 100 mL Aparato de calentamiento Regulador de potencia Base para la jeringa de vidrio Computador, Windows® 95

    

o

     

Varilla para soporte, l = 250 mm Pinza de ángulo recto Pinza universal Barra magnética, l = 200 mm, d = 10 mm Barra de agitación magnética, l = 30 mm Vaso de precipitados, 250 mL Embudo, d0 = 55 mm Tapas de goma Manguera, di = 7 y 2 mm Aceite de motor Agua destilada

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superior 5.1.6. Procedimiento

Figura 1. Montaje Experimental 

Disponer del montaje experimental como se muestra en la figura 1.



Lubricar con gotas de aceite de motor multigrado de tal manera que el émbolo este cubierto con una película continua de aceite a lo largo de todo el experimento, pero evitando usar aceite en exceso.



Llenar la chaqueta de vidrio con agua usando el embudo e introducir la barra de agitación magnética.



Ubicar la termocupla en contacto con la jeringa. Ajustar el volumen inicial del gas V0, conectar la boquilla de la jeringa de gas al medidor de presión por medio del tramo corto de tubo siliconado. Conectar la unidad cobra 3 al toma corriente.



Abrir el pr gra a ‘Measure’ e Wi l s gases”.



Para la presión (P) seleccionar e tra a “S ” para e peratura e tra a “S ” y para lu e (V) seleccionar “ a ual”. Introducir el valor del volumen inicial leído en la jeringa y preguntar al profesor el incremento.



E la pestaña “Calibrar” introducir los valores de presión y temperatura ambiente (preguntar al profesor estos valores) y presionar “Calibrar”.



Para construir la isoterma, hacer variaciones de volumen y anotar los valores de presión y volumen en la hoja de datos. Preguntar al profesor el límite de variación de presión y volumen.

ws y e la pestaña “Se s r” selecci

ar “c bra

leyes e

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Repetir el procedimiento de tal manera que se obtenga al menos 10 valores diferentes de presión y volumen. 

Verificar que el regulador (LabHEA este e “cer ” c ectarl al t a c rrie te y encender la plancha de calentamiento. Desplazar el control del regulador a la posición 2 o 3.



En la pantalla aparecerán los valores de Presión, Temperatura, Volumen y 1/presión. Anotar los valores de presión, Volumen y temperatura iniciales.



Agitar el agua dentro de la chaqueta de vidrio moviendo el agitador magnético con la ayuda de la barra magnética. Suavemente y en forma continua girar el émbolo para mantener la película de grasa uniforme y evitar pérdida de muestra.



Después de un incremento de temperatura de Delta T[K], observar que la presión corresponde al valor inicial y anotar los valores de temperatura y Volumen.



Rápidamente presionar el émbolo de la jeringa hasta que el volumen sea reducido al valor inicial V0 [mL] y escribir los valores de Temperatura y Presión.



Repetir este procedimiento hasta que su profesor le indique.



Si hay una evidencia de pérdida de muestra durante la compresión, apagar la fuente de calor y terminar la e ició presi a “Cerrar”.

5.1.7. Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 5.1.8. Análisis de datos. a. Elaborar tablas de datos para cada una de las partes del experimento. b. Con los datos de la primera tabla, construir una gráfica de Volumen versus presión para temperatura constante. Analizar la gráfica. c. Construir una gráfica tal que permita obtener una relación lineal entre estas dos variables (linealizar la gráfica), interpretar correctamente esta gráfica, determinar el valor de R. d. Con los datos de la segunda tabla, construir una gráfica de Volumen versus temperatura para presión constante. Analizar correctamente la gráfica. Determinar el valor de R. e. Con los datos de la segunda tabla, construir una gráfica de presión versus temperatura para volumen constante. Analizar correctamente la gráfica. Determinar el valor de R. f. De los datos obtenidos a partir de las gráficas y haciendo uso de las ecuaciones, encontrar las diferentes constantes. g. Interpretar y analizar los resultados obtenidos.

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5.1.9 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Kinetic Theory. Amontons´s law, Gay-Lussac´s law, Boyle and Mariotte´s law, PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008.

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ANEXO 1. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 5.1 Ecuación de estado de gases ideales Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Tabla 1. Ley de Boyle y Mariotte. Datos de cambio de presión y volumen a temperatura constante. Temperatura constante T: ________( Medición No. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

) Presión, P (hPa)

Volumen, V (mL)

Tabla 2. Ley de Amontons. Datos de cambio de presión y temperatura a volumen constante. Volumen constante V: ________(mL) Medición No. 1 2 3

Presión, P (hPa)

Temperatura (

)

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4 5 6 7 8 9 10

Tabla 3. Ley de Gay-Lussac. Datos de cambio de temperatura y volumen a presión constante. Presión constante P: ________(hPa) Medición No. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Observaciones:

Temperatura (

)

Volumen, V (mL)

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5.2 CAPACIDAD CALORÍFICA DE LOS GASES Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Indicaciones de peligro:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Ninguna

5.2.1 Objetivo Determinar la capacidad calorífica molar de un gas a volumen constante Cv y a presión constante Cp. 5.2.2 Principio El experimento consiste en suministrar calor a un gas, contenido en un recipiente de vidrio, a través de un calentador eléctrico que se enciende por un breve periodo de tiempo. Por un lado el aumento de la temperatura se traduce en un incremento de la presión, la cual se mide con un manómetro y, por el otro, bajo condiciones isobáricas, un aumento en la temperatura provoca un incremento del volumen que se puede leer en la jeringa de gas. Las capacidades caloríficas CV y CP se calculan a partir de los cambios de presión y volumen, respectivamente. 5.2.3 Temas relacionados Ecuación de estado para gases ideales, primera ley de la termodinámica, constante universal de los gases, grados de libertad, volumen molar, curvas isóbaras, isotermas, e isocoras, cambios de estado adiabáticos. 5.2.4 Fundamento teórico La primera ley de la termodinámica se puede ilustrar acertadamente usando un gas ideal como modelo. Esta ley describe la relación entre el cambio en la energía interna Ui, el calor intercambiado con los alrededores Q y el cambio de volumen a presión constante PdV. La capacidad calorífica molar C de una sustancia resulta de la cantidad de calor absorbido y el cambio de temperatura producido por un mol de sustancia:

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n=Número de moles De acuerdo a las ecuaciones (1) y (2) y bajo condiciones isocóricas (V constante, dV = 0), se cumple lo siguiente:

y bajo condiciones isobáricas (p = Constante, dp = 0): (

)

Tomando en consideración la ecuación de los gases ideales (5): se deduce que la diferencia entre Cp y CV de los gases ideales es igual a la constante universal de los gases R. De la ecuación (3) es evidente que la capacidad calorífica molar es una función de la energía interna del gas. Esta energía se puede calcular con la ayuda de la teoría cinética de los gases a partir del número de grados de libertad f:

donde

kB = 1,38 x 10-23 J/K (Constante de Boltzmann) NA = 6,02 x 1023 mol-1 (Número de Avogadro) A través de la sustitución de se obtiene

y tomando en consideración la ecuación (6): (

)

El número de grados de libertad de una molécula es una función de su estructura. Todas las partículas tienen tres grados de libertad traslacional. Las moléculas diatómicas y triatómicas tienen respectivamente, además, dos y tres grados de libertad rotacional alrededor de los ejes principales de inercia.

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El aire está compuesto principalmente por oxígeno (aproximadamente 20%) y nitrógeno (alrededor del 80 %). En una primera aproximación, lo siguiente puede ser asumido como cierto para el aire:

f=5 CV = 2,5 R= 20,8 J·K-1 ·mol-1 y

CP = 3,5 R= 29,1 J·K-1 ·mol-1 Determinación de CP La energía Q proporcionada al gas por el calentador eléctrico es:

t donde,

U= Voltaje que se aplica a los alambres del calentador (medido por separado) I= Corriente que fluye a través de los alambres del calentador (medida por separado) ∆t= Periodo de tiempo en que la corriente fluyó por los alambres. El aumento de temperatura ∆T, a presión constante, induce un incremento del volumen ∆V. De la ecuación de estado para los gases ideales se deduce que:

y tomado en consideración la ecuación (2), los siguientes resultados se derivan de las ecuaciones (11) y (12):

El volumen molar de un gas a presión y temperatura estándar, P0 = 1013 hPa y TO = 273,2 K es:

V0 = 22,414 L/mol El volumen molar se define como:

El número de moles en el volumen V es:

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CP puede ser calculado utilizando la ecuación (13), teniendo en cuenta (14) y (15).

La presión P usada en la ecuación (16) se obtiene de la diferencia entre la presión atmosférica y reducción de presión debido al peso del embolo de la jeringa. Esta reducción de la presión se determina de la siguiente forma:

donde,

P =

Presión atmosférica menos la reducción de la presión debido al peso del embolo de la jeringa

PK =

Reducción de presión debido al peso del embolo

Pa

Medida de la presión atmosférica (= 0,1139 Kg).

=

mK =

Masa del émbolo

g =

Aceleración de la gravedad (= 9,81 m·s-2)

FK

Área del embolo (= 7,55 ·10-4 m2)

=

Si se realiza una gráfica de variación de volumen versus tiempo de calentamiento, se puede obtener la capacidad calórica.

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Determinación de CV Bajo condiciones isocóricas, el aumento de la temperatura T produce un incremento de la presión P. La medición de presión produce una alteración en el volumen lo cual debe ser tenido en cuenta en el cálculo:

De las ecuaciones (3) y (1) se deduce que:

Y con las ecuaciones (11) y (17) se obtiene:

El tubo indicador en el manómetro tiene un radio de r= mm. Un cambio de presión de ∆P = 0,147 hPa provoca una alteración de 1cm de longitud; por lo tanto el correspondiente cambio de volumen es: donde

así

Tomando en consideración las ecuaciones (14) y (15), se deduce que:

(

)

CV puede ser calcular usando la ecuación (23), siempre y cuando la ecuación (21) sea tomada en cuenta.

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5.2.5 Materiales y reactivos  Manómetro de presión

 Electrodo de níquel, 76 x 40 mm

 Barómetro/manómetro, portátil

 Alambre de cromo-níquel, d = 0,1 mm, l

 2 Multímetro digital

= 100 m

 Frasco de Mariotte, 10 L

 Tijeras, rectas, romas, l = 140 mm

 Jeringa de gas, 100 mL

 Interruptor con botón pulsador o un

 Llave de paso, 1-paso, recta  Llave de paso, 3-pasos, en forma de T, capilar

contador digital  2 Cable de conexión, l = 500 mm, rojo  Cable de conexión, l = 500 mm, amarillo

 Tapón de goma, d = 26/32 mm, 3 agujeros

 Cable de conexión, l = 500 mm, azul

 Tapón de goma, d = 50,5/59,5 mm, 1

 Trípode base-PASS-

agujero

 Soporte, h = 750 mm

 Tapón de goma, d = 22/17 mm, 3 agujeros

 Pinza universal

 Tapón de goma, d = 32/26 mm, 1 agujero

 Pinza de ángulo recto

 Tubo de goma, di = 6 mm

 Software Cobra3 Universal writer

 Electrodo de níquel, d = 3 mm, con

 Computador, Windows® 95 o superior

enchufe  Unidad Básica Cobra3

 Cable de datos RS232  Fuente de energía 12 V/2 A

5.2.6. Procedimiento 

Disponer el montaje experimental como se muestra en la figura 1.



Para determinar CV, conectar el manómetro de presión a la botella mediante una manguera. Leer el incremento de la presión inmediatamente después de la interrupción del proceso de calentamiento. El canal del manómetro debe estar bien humedecido antes de cada medición.



Iniciar el procedimiento de medición presionando el interruptor. El periodo de medición debe ser muy variados, pues se debe realizar una gráfica de variación de presión versus tiempo; anotar los valores de corriente y voltaje.



Realizar por lo menos 10 mediciones. Después de cada medición, llevar a cabo una estabilización de la presión con la presión del ambiente abriendo la llave de tres pasos.

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Figura 1. Montaje experimental para determinar CV.



Para determinar CP, remplazar el manómetro por dos jeringas de gas (ver figura 2). Una de las jeringas de gas se monta horizontalmente y la otra estará en posición vertical con su embolo orientado hacia abajo. Al realizar las mediciones la llave de tres pasos deberá estar puesta de tal manera que sólo estén conectadas la jeringa vertical y la botella.



Para aumentar la masa del embolo de la jeringa vertical, pegar a este un electrodo metálico (lámina de níquel) con una cinta de doble cara. Iniciar manualmente el émbolo antes de la medición de modo que gire durante toda la medición. De esta manera la fricción estática entre el émbolo y el cuerpo de la jeringa se reduce al mínimo y los valores medidos son suficientemente exactos. Si el embolo se detiene antes de tiempo el incremento del volumen (∆V ) leído sobre la jeringa montada verticalmente, es demasiado bajo.



Determinar la presión del gas, que es requerida para los cálculos, con la ayuda de un barómetro digital. Para la presión en el contenedor del gas se usa un valor que está a 14 hPa por debajo de la presión atmosférica, debido al peso del émbolo de la jeringa.

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Figura 2. Montaje experimental para determinar CP. 

Al igual que para CV, Para la determinación de CP llevar acabo al menos 10 mediciones. Después de cada medición eliminar el aire del sistema hasta que la jeringa vertical muestre una vez más el volumen inicial determinado en la primera medición. Para ello, girar la llave de tres pasos de tal manera que se conecten entre si las jeringas y la botella.

5.2.7 Análisis de datos a. Construir gráficas de Cambio de presión y cambio de volumen versus tiempo. b. Deducir teóricamente la ecuación que justifica la gráfica de Cambio de presión versus tiempo. c. A partir de las gráficas anteriores obtener la capacidad calórica de los gases utilizados y compararlo con el valor normalmente aceptado. 5.2.8 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio.

5.2.9 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Heat Capacity of Gases. Thermochemistry /Calorimetry. Lec 02. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008; p 24.

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA ANEXO 2. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 5.2 Capacidad calorífica de los gases Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Tabla 1. Datos de cambio de presión en función del tiempo de calentamiento. Presión inicial del sistema P : ____________ Medición No. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Tiempo de calentamiento, t (s)

Incremento de presión, ∆P (hPa)

Voltaje (V) Corriente (A) Tabla 2. Datos de cambio de volumen en función del tiempo de calentamiento. Medición No. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Tiempo de calentamiento, t (s)

Incremento de volumen, ∆V (mL)

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Voltaje (V) Corriente (A)

Observaciones:

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5.3 PRESIÓN DE VAPOR DE MEZCLAS DE LÍQUIDOS Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

5.3.1 Objetivo Determinar la presión de vapor de líquidos puros y de diferentes mezclas, bajo condiciones isotérmicas. 5.3.2 Principio De acuerdo a la ley de Raoult, las presiones de vapor de una solución ideal son la suma de las presiones parciales de los componentes individuales. Las mezclas de benceno y tolueno presentan un comportamiento casi ideal. 5.3.3 Conceptos relacionados Presión de vapor, Ley de Raoult, Presión parcial. 5.3.4 Fundamento Teórico Una presión de vapor específica se establece por encima de todas las fases líquidas. En un sistema compuesto por un líquido en el que las dos fases (fase líquida pura y la fase gaseosa pura) se encuentran en un estado de equilibrio, la presión de la fase gaseosa se denomina presión de vapor del componente. Si dos componentes se mezclan, entonces la presión parcial del vapor del solvente en la solución resultante es menor que la presión de vapor del disolvente puro. Para soluciones ideales la relación es descrita por la ley de Raoult: A

donde,

PA * = Presión de vapor de la sustancia A pura PA = Presión de vapor parcial de la sustancia A

A

A

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA xA

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= fracción molar de la sustancia A

La disminución de la presión de vapor relativa es proporcional a la fracción molar de los componentes disueltos. La ley de Raoult es una ley limitada a soluciones ideales o muy diluidas. Si un sistema de dos componentes se conforma por dos sustancias muy similares, entonces sólo habrá una pequeña desviación de la ley de Raoult. Como ejemplo, el sistema benceno/tolueno muestra un comportamiento casi ideal. La curva de presión de vapor de este sistema es una línea recta cuando se grafica como una función de la fracción molar. Esta línea representa la relación entre las presiones de vapor de los componentes puros. La presión total es la suma de las presiones parciales individuales para cualquier composición de la solución. 5.3.5 Materiales y Reactivos  3 Varilla

de acero inoxidable 18/8,

750mm

 Tubo de vidrio ángulo recto 230x55, 10pz

 Tubo de grasa de silicona 100g

 Tapón de vidrio en 19/26 incoloro

 Manguera de conexión diámetro interno

 Matraz 100mL, 2 bocas, 19/26

6mm, L= 1m  Pinza para manguera d:8-2mm  Manguera de silicona diámetro interno 2mm  Manguera de silicona diámetro interno 7mm  Manguera para vacío diámetro interno 6mm

 Cubeta para termostato, 6L  Kit

de

circulación

externa

termostato  Termostato de inmersión  4 Pinza universal  4 Nuez doble  Soporte bunsen 75cm  Pie en forma H-pass-

 Tubo de vidrio de codo

 250 mL líquido puro 1

 Llave de 3 vías en vidrio d=8mm

 500 mL líquido puro 2

 Manómetro de muelle (0-1000mbar)

 Pera para pipeta

 Tubo de vidrio de ángulo recto 85x60,

 2 Pipeta volumétrica de 5mL

10pz  Botella de seguridad 500mL en vidrio, gl18/25  Tubo de empalme 19/26 gl18/8  Tubo adaptador 3-5/6-10 mm

 2 Pipeta volumétrica de 25mL  Bomba de vacío (o chorro de agua)  Sensor de presión absoluta  Manómetro/barómetro

para

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 26 de 144

5.3.6 Procedimiento

Fig. 1 Montaje experimental  Realizar el montaje experimental como se muestra en la figura 1. Ajustar bien el sistema para que no se presenten fugas. Tomar con una pipeta 25mL del líquido puro 1 en estudio y ponerlos en el matraz de 2 cuellos de 100mL, sellar el recipiente con un tapón cuidadosamente engrasado.  Cerrar la válvula de 3 vías en la botella de seguridad para abrir la conexión del aparato, encender la bomba (o abrir el chorro de agua). Después de unos segundos el líquido comienza a hacer espuma (o se observa el vapor del líquido en estudio), y se establece una presión constante.  Girar la llave de paso de 3 vías para aislar el equipo de la bomba (o sistema de chorro de agua), así como de la presión atmosférica. Leer y registrar la presión exacta mostrada en el manómetro digital. La presión debe permanecer estable o no subir más de 5hPa durante un periodo de por lo menos 5 segundos, de lo contrario esto indica que hay fugas en el sistema.  Repetir el procedimiento de encendido y apagado varias veces para eliminar todo el aire y que solamente permanezca la fase gaseosa del disolvente puro, pero solo abrir el sistema al vacío durante periodos breves para mantener la pérdida de líquido al mínimo. Leer y registrar la presión de vapor mostrada en el manómetro digital.  Con cuidado dejar ventilar el aparato, añadir 5mL del líquido puro 2 en estudio y repetir el experimento para determinar la presión de vapor de la mezcla. Proceder de esta manera con tres porciones de 5mL del liquido 2, para un total de 20 mL de éste.  Repetir todo el procedimiento, a partir de 25mL del líquido 2, y la adición del líquido 1 en pasos de 5 mL.

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5.3.7 Análisis de Datos a. Hallar el valor de la presión de vapor para los líquidos puros. b. Construir una gráfica de presión parcial versus fracción molar para los líquidos utilizados, analizar e interpretar dicha gráfica. 5.3.8 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 5.3.9 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Vapour pressure of mixtures of ideal fluids. 03.02. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008.

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02

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ANEXO HOJA DE DATOS. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 5.3 Presión de Vapor de Mezclas de Líquidos. Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Valores de referencia Componente

Nombre

Masa molar (g/mol)

Densidad (g/ml)

Pv de la sustancia pura. ( hPa )

Líquido puro 1 Líquido puro 2

Tabla 1. Datos de las presiones de vapor del Líquido puro 1 y sus mezclas: Temperatura de trabajo: ______________ Líquido puro 1

Líquido puro 2

Fracción molar

Presión de

(mL)

(mL)

Liquido puro 2

vapor (hPa)

25

0

25

5

25

10

25

15

25

20

25

25

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 29 de 144

Tabla 2. Datos de las presiones de vapor del Líquido puro 2 y sus mezclas:

Líquido puro 1

Líquido puro 2

Fracción molar

Presión de

(mL)

(mL)

Liquido puro 2

vapor ( hPa)

0

25

5

25

10

25

15

25

20

25

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 30 de 144

5.4 DETERMINACIÓN DE COSTANTES DE DISOCIACIÓN (ESPECTROFOTOMETRÍA). Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

5.4.1 Objetivo 

Determinar experimentalmente la Absorbancia de una solución acuosa de azul de timol (Timol sulfonaftaleína) en HCl diluido, NaOH y un buffer de pH conocido, en función de la longitud de onda desde 400 a 700 nm con concentración y temperatura constantes.



Calcular la constante de disociación (constante del indicador) Ka a partir de los resultados de medición.

5.4.2 Principio El indicador de color azul de timol es un ácido débil que está parcialmente disociado en solución acuosa, por lo que las formas ionizadas y no ionizadas muestran máximos de absorción a diferentes longitudes de onda en el rango visible. De tal forma que las mediciones fotométricas en el rango espectral visible se pueden utilizar para determinar los valores de Ka y pKa del indicador, que caracterizan el equilibrio de disociación. 5.4.3 Conceptos relacionados Electrolitos verdaderos y potenciales, ácidos fuertes y débiles, ley de acción de masas, constantes de disociación y valores de pKa, ecuación de Henderson-Hasselbach, espectrometría UV-visible, Ley de Lambert-Beer, fotometría. 5.4.4 Fundamento Teórico El indicador de color azul de timol que se utiliza en la práctica analítica, está presente en soluciones acuosas en su forma ácida débil parcialmente disociada:

Donde A- = C27H29O5S-

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 31 de 144

El desplazamiento del equilibrio de disociación está determinado por la naturaleza del ácido o de manera cuantitativa por la constante del indicador Ka o su respectivo valor de pKa: cA- c

aA- aH

a

H

aHA

cHA

donde ai = es la Actividad del ión i En una dilución ideal, la actividad ai es idéntica a la concentración ci

p

a

-lg

a

l -

A partir de la ecuación (1), teniendo en cuenta la fórmula (2), la definición análoga del valor de pH y tomando logaritmos, se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbach (3). Esta describe, la relación entre el valor del pH y la composición (cHA/cA-) del sistema buffer, a una fuerza ácida dada, y por lo tanto el aporte de las dos formas en la concentración total co del ácido débil.

p

c

a

pH lg cHA

c

cHA cA-

A-

La forma ácida o ionizada del indicador predomina cuando la concentración del HCl es 1·10-4 M y por lo tanto la concentración total es prácticamente igual a la concentración CHA, de modo que la ecuación (4) se convierte en (4.1).

c

CHA

.

De otra parte para el medio básico (1·10-3 M NaOH, pH=11), el equilibrio se desplaza casi por completo en la dirección de la forma de sal ionizada A-, y en este caso se tiene que:

c

cA

.

En las soluciones buffer de pH ≈ pKa las formas ionizada y no ionizada están presentes prácticamente en la misma concentración. Estas concentraciones de equilibrio, así como las constantes Ka y pKa del azul de timol, se pueden determinar fotométricamente debido a sus diferentes estructuras atómicas, ya que el ácido y su sal dan diferentes espectros de absorción que se cruzan entre sí en un punto isosbéstico; punto en el cual se tienen las mismas absorbancias a un número de onda dado (Fig. 2). La forma HA que existe sólo en soluciones ácidas absorbe en el rango espectral azul (máx. ≈ -

nm) y aparece como el color complementario, amarillo. Por otro lado, la forma de sal azul A que

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 32 de 144

existe sólo en soluciones básicas absorbe en el rango espectral amarillo (máx. ≈

nm). En las -

soluciones tampón se observa un color mezclado debido a la existencia de HA y A , los cuales absorben en el rango espectral visible. En la práctica analítica, la intensidad de la absorción se cuantifica por la Absorbancia que se define en la ecuación (5):

A

lg

Donde: Io, I = La intensidad de la radiación que se utiliza antes y después de pasar por un medio absorbente respectivamente. La Ley de Lambert-Beer determina la dependencia de la absorción con la concentración ci de una sustancia i a una longitud de onda constante, y está dada por:

A

c

i i

Donde

A = Absorbancia a la longitud de onda  = Coeficiente de absortividad molar de la sustancia i a la longitud de onda  ci = Concentración de la sustancia i d = Ancho de la celda i

-

Debido a la presencia simultánea de dos sustancias que absorben (en este caso de HA y A ), la ecuación de Lambert Bear toma la forma:

A

c

HA HA

A

cA

. pH=4 () pH=9 () pH=11()

Figura 2. Espectro de absorción para el Azul de Timol (co= 2·10-5 mol·L-1) en 1·10-4M HCl (),1·10-3M NaOH () y una solución buffer de pH=9.00 () a T=299 K

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

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En solución ácida (cA-= 0, cHA = c0) o solución básica (cHA = 0, cA-= c0), la ecuación (6.1) se puede simplificar a (6.1.1) y (6.1.2).

A

HA

A

A

c

c

A HA

. . . .

AA

Sustituyendo cHA = co – cA_ (4) en (6.1) nos lleva: A-AHA C AA -AHA

cA-

-

La ecuación (7) da la posibilidad de calcular la concentración de la forma ionizada A . En esta ecuación,

A representa la absorbancia de la solución tampón que debe ser medida a una longitud de onda ( A

_

HA

), esto es, suficientemente alejada del punto isosbéstico. Los coeficientes de absortividad molar

≠ HA

_

y A se pueden calcular de las ecuaciones (6.1.1) y (6.1.2) a partir de las absorbancias de las soluciones ácidas y básicas del azul de timol de c0=3·10-5 M a la misma longitud de onda. Con cA_ conocido, entonces cHA se puede obtener por medio de la ecuación (4). Estos valores cA_ y cHA se pueden usar para obtener la constante del indicador Ka remplazándolos en la ecuación de acción de masas (1). Para el compuesto estudiado en esta práctica se puede utilizar un procedimiento de evaluación alternativo. Como a las longitudes de onda por encima de 625 nm (Fig. 2) prácticamente sólo la base -

conjugada A absorbe (

=0), la ecuación (6.1) se simplifica a:

HA

A

eA cA

. .

El cociente que se obtiene a partir de las relaciones (6.1.3) y (6.1.2) es, de acuerdo a la definición, igual al grado de disociación ,



CAC

A AA-

El grado de disociación α puede ser calculado a partir de las absorbancias A y AA_ medidas en una solución tampón o en NaOH a una longitud de onda constante. De esta manera, conocido el grado de disociación α la constante del indicador Ka se obtiene a partir de las relaciones obtenidas con las ecuaciones (4) y (8): a

cH  -

El logaritmo decimal negativo de su valor numérico es, según la definición (2), igual al valor de pKa.

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 34 de 144

5.4.5 Materiales y Reactivos

           

Espectrofotómetro UV-VIS Celda para espectrofotómetro Balanza de Precisión Cápsulas para pesar Micro espátula 3 Matraz volumétrico de 50 mL 4 Matraz volumétrico, 250 mL Embudo de vidrio, do= 55 mm Pipeta volumétrica , 2 mL Pipeta volumétrica, 5 mL Pipeta volumétrica 10 mL Pera

           

Micropipeta 4 Vaso de vidrio de 50 mL Pipetas Pasteur Capuchones de goma Termómetro Frasco lavador, 500 mL Solución tampón de pH 9,00 Indicador en polvo de azul de timol 1 g Ácido clorhídrico, 0,1 M, 250 mL Hidróxido de sodio, 0,1M, 250 mL Etanol absoluto 50 mL Agua destilada, 1 L

5.4.6 Procedimiento

Figura 1. Espectrofotómetro Shimadzu Modelo PC 2401 

El espectrofotómetro a usar se muestra en la figura 1.



Preparar 50mL de una solución amortiguadora de pH 9 0,1M de carbonato y bicarbonato de sodio.

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 35 de 144

Disolver completamente 0.03625g (7.5·10-5moles) de azul de timol (Timol sulfonaftaleína, C27H30O5S·H2O) en 50 mL de etanol en un matraz aforado de 250 mL, aforar con agua destilada.



Tomar tres matraces de 50 mL y poner 5 mL de esta solución madre 3·10-4M, en cada uno. Llevar a volumen el primer matraz con NaOH (c=1·10-3 M), el segundo con HCl (c=1·10-4 M), y el tercer matraz con solución amortiguadora de pH 9.



Corregir la línea base del espectrofotómetro utilizando agua como blanco.



Obtener los espectros de absorción de las tres soluciones 3·10-5 M de azul de timol, en el intervalo de 700 a 400 nm, a una velocidad de barrido lenta. Leer los valores de absorbancia de las soluciones a cada 5 nm y trazar un gráfico de ellos en función de la longitud de onda.

5.4.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio.

5.4.8 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Dissociation Constants. 03.11. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008.

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 36 de 144

ANEXO HOJA DE DATOS. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 5.4 Determinación de constantes de disociación. Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Tabla 1. Preparación de soluciones Azul de Timol Azul de timol

Etanol

V final

Concentración

(g)

(mL)

(mL)

(M)

Soluciones Acidas HCl 37% p/p

V final (mL)

(mL)

Concentración

HCl 0.1M

V final

Concentración

(M)

(mL)

(mL)

(M)

Soluciones Básicas NaOH

V final (mL)

(g)

Concentración

NaOH 0.1M

V final

Concentración

(M)

(mL)

(mL)

(M)

Solución tampón Na2CO3

NaHCO3

V final

(g)

(g)

(mL)

pH

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA Tabla 2. Soluciones de Azul de timol para tomar el espectro de Absorción SOLUCIÓN

Básica Acida Tampón

pH

T (oC)

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 37 de 144

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 38 de 144

5.5 DETERMINACIÓN DE LA COSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL VERDE DE BROMOCRESOL. (ESPECTROFOTOMETRÍA). Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

5.5.1 Objetivo 

Determinar experimentalmente la Absorbancia de una solución acuosa de verde de bromocresol en HCl diluido, NaOH y 5 soluciones buffer de pH conocido, en función de la longitud de onda desde 400 a 700 nm con concentración y temperatura constantes.



Calcular la constante de disociación (constante del indicador) Ka a partir de los resultados de medición.

5.4.2 Principio El indicador verde de bromocresol está parcialmente disociado en solución acuosa, por lo que las formas ionizadas y no ionizadas muestran máximos de absorción a diferentes longitudes de onda en el rango visible. De tal forma que las mediciones fotométricas en el rango espectral visible se pueden utilizar para determinar los valores de Ka y pKa del indicador, que caracterizan el equilibrio de disociación. 5.4.3 Conceptos relacionados Electrolitos verdaderos y potenciales, ácidos fuertes y débiles, ley de acción de masas, constantes de disociación y valores de pKa, ecuación de Henderson-Hasselbach, espectrometría UV-visible, Ley de Lambert-Beer, fotometría. 5.4.4 Fundamento Teórico El indicador de color verde de bromocresol que se utiliza en la práctica analítica, está presente en soluciones acuosas en su forma ácida débil parcialmente disociada:

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 39 de 144

Donde A- = C21H13Br4O5SEl desplazamiento del equilibrio de disociación está determinado por la naturaleza del ácido o de manera cuantitativa por la constante del indicador Ka o su respectivo valor de pKa: cA- c

aA- aH

a

H

aHA

cHA

donde ai = es la Actividad del ión i En una dilución ideal, la actividad ai es idéntica a la concentración ci

p

a

-lg

a

l -

A partir de la ecuación (1), teniendo en cuenta la fórmula (2), la definición análoga del valor de pH y tomando logaritmos, se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbach (3). Esta describe, la relación entre el valor del pH y la composición (cHA/cA-) del sistema buffer, a una fuerza ácida dada, y por lo tanto el aporte de las dos formas en la concentración total co del ácido débil.

p

c

a

pH lg cHA

c

cHA cA-

A-

La forma ácida o ionizada del indicador predomina cuando la concentración del HCl es 1·10-3 M y por lo tanto la concentración total es prácticamente igual a la concentración CHA, de modo que la ecuación (4) se convierte en (4.1).

c

CHA

.

De otra parte para el medio básico (1·10-3 M NaOH, pH=8), el equilibrio se desplaza casi por completo en la dirección de la forma de sal ionizada A-, y en este caso se tiene que:

c

cA

.

En la solución buffer de pH 4.9 ≈ pKa las formas ionizada y no ionizada están presentes prácticamente en la misma concentración. Estas concentraciones de equilibrio, así como las constantes Ka y pKa del verde de bromocresol, se pueden determinar fotométricamente debido a sus diferentes estructuras atómicas, ya que el ácido y su sal dan diferentes espectros de absorción que se cruzan entre sí en un punto isosbéstico; punto en el cual se tienen las mismas absorbancias a un número de onda dado (Fig. 2).

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 40 de 144

La forma HA que existe sólo en soluciones ácidas absorbe en el rango espectral azul (máx. ≈ -

nm) y aparece como el color complementario, amarillo. Por otro lado, la forma de sal azul A que existe sólo en soluciones básicas absorbe en el rango espectral amarillo (máx. ≈ 615 nm). En las -

soluciones tampón se observan las tonalidades verdes y azules debido a la existencia de HA y A , los cuales absorben en el rango espectral visible. En la práctica analítica, la intensidad de la absorción se cuantifica por la Absorbancia que se define en la ecuación (5):

A

lg

Dónde: Io, I = La intensidad de la radiación que se utiliza antes y después de pasar por un medio absorbente respectivamente. La Ley de Lambert-Beer determina la dependencia de la absorción con la concentración ci de una sustancia i a una longitud de onda constante, y está dada por:

A

c

i i

Donde

A = Absorbancia a la longitud de onda  = Coeficiente de absortividad molar de la sustancia i a la longitud de onda  ci = Concentración de la sustancia i d = Ancho de la celda i

-

Debido a la presencia simultánea de dos sustancias que absorben (en este caso de HA y A ), la ecuación de Lambert Bear toma la forma:

A

c

HA HA

A

cA

.

En solución ácida (cA-= 0, cHA = c0) o solución básica (cHA = 0, cA-= c0), la ecuación (6.1) se puede simplificar a (6.1.1) y (6.1.2).

A A

HA A

c

c

Sustituyendo cHA = co – cA_ (4) en (6.1) nos lleva:

cA-

A-AHA C AA -AHA

A HA AA

. . . .

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02

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Página 41 de 144

Figura 2. Espectros de absorción para el Verde de bromocresol en medio ácido, básico y en las 5 soluciones buffer de pH entre 3 y 6. -

La ecuación (7) da la posibilidad de calcular la concentración de la forma ionizada A . En esta ecuación,

A representa la absorbancia de la solución tampón que debe ser medida a una longitud de onda ( A

_

HA

), esto es, suficientemente alejada del punto isosbéstico. Los coeficientes de absortividad molar

≠ HA

_

y A se pueden calcular de las ecuaciones (6.1.1) y (6.1.2) a partir de las absorbancias de las soluciones ácidas y básicas del verde de bromocresol a la misma longitud de onda. Con cA_ conocido, entonces cHA se puede obtener por medio de la ecuación (4). Estos valores cA_ y cHA se pueden usar para obtener la constante del indicador Ka remplazándolos en la ecuación de acción de masas (1). Para el compuesto estudiado en esta práctica se puede utilizar un procedimiento de evaluación alternativo. Como a las longitudes de onda por encima de 625 nm (Fig. 2) prácticamente sólo la base -

conjugada A absorbe (

=0), la ecuación (6.1) se simplifica a:

HA

A

eA cA

. .

El cociente que se obtiene a partir de las relaciones (6.1.3) y (6.1.2) es, de acuerdo a la definición, igual al grado de disociación ,



CAC

A AA-

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 42 de 144

El grado de disociación α puede ser calculado a partir de las absorbancias A y AA_ medidas en una solución tampón o en NaOH a una longitud de onda constante. De esta manera, conocido el grado de disociación α la constante del indicador Ka se obtiene a partir de las relaciones obtenidas con las ecuaciones (4) y (8): a

cH  -

El logaritmo decimal negativo de su valor numérico es, según la definición (2), igual al valor de pKa.

5.4.5 Materiales y Reactivos

               

Espectrofotómetro UV-VIS pH-metro Agitador magnético Celda para espectrofotómetro Balanza de Precisión Cápsulas para pesar Micro espátula 5 Matraz volumétrico de 50 mL 1 Matraz volumétrico, 100 mL 4 Matraz volumétrico, 250 mL Embudo de vidrio, do= 55 mm Pipeta volumétrica , 2 mL Pipeta volumétrica, 5 mL Pera Micropipeta 2 buretas de 50 mL

5.4.6 Procedimiento

        

Pipetas Pasteur Agitador de vidrio 7 Vaso de precipitado de 50 mL Capuchones de goma Termómetro Frasco lavador, 500 mL Ácido acético Acetato de sodio Solución tampón de ácido acético y acetato de sodio

 Indicador

en polvo bromocresol 1 g

verde

 Ácido clorhídrico, 0,1 M, 250 mL  Hidróxido de sodio, 0,1M, 250 mL  Agua destilada, 1 L

de

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 43 de 144

Figura 1. Espectrofotómetro Shimadzu Modelo PC 2401 

El espectrofotómetro a usar se muestra en la figura 1.



Preparar 250mL de NaOH 0.1M.



Preparar 250mL de HCl 0.1M.



Preparar 250mL de una solución de ácido acético 0.1M.



Preparar 250mL de una solución de acetato de sodio 0.1M.



Preparar 5 soluciones tampón de pH entre 3 y 6 (ácido acético V1 y acetato de sodio V2) Tabla 1. Soluciones tampón de ácido acético y acetato de sodio.



V1 /mL S/N Ácido acético

V2 /mL S/N Acetato de sodio

pH

35.0

5.0

3.4

30.0

10.0

4.1

20.0

20.0

4.5

10.0

30.0

4.9

5.0

35.0

5.5

Solución madre de verde de Bromocresol: Disolver completamente en agua 0.0145g de verde de bromocresol y transferirlo a un matraz aforado de 100 mL, aforar con agua destilada.

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 44 de 144

Tomar 7 matraces de 50 mL y adicionar 5 mL de esta solución madre de verde de bromocresol, en cada uno. Llevar a volumen el primer matraz con NaOH (c=1·10-3 M), el segundo con HCl (c=1·10-3 M), y los 5 restantes con las soluciones tampón de ácido acético y acetato de sodio.



Corregir la línea base del espectrofotómetro utilizando agua como blanco.



Obtener los espectros de absorción de las 7 soluciones de verde de bromocresol, en el intervalo de 700 a 400 nm, a una velocidad de barrido lenta. Leer los valores de absorbancia de las soluciones a cada 5 nm y trazar un gráfico de ellos en función de la longitud de onda.

5.4.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio.

5.4.8 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Dissociation Constants. 03.11. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008.

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 45 de 144

ANEXO HOJA DE DATOS. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 5.4 Determinación de la constante de disociación del verde de bromocresol. Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Preparación de soluciones Verde de Bromocresol Verde de

V final

Concentración

Bromocresol

(mL)

(M)

(g)

Soluciones Acidas HCl 37% p/p

V final (mL)

(mL)

Concentración

HCl 0.1M

V final

Concentración

(M)

(mL)

(mL)

(M)

Soluciones Básicas NaOH

V final (mL)

(g)

Concentración

NaOH 0.1M

V final

Concentración

(M)

(mL)

(mL)

(M)

Soluciones tampón V1 /mL S/N Ácido acético

V2 /mL S/N Acetato de sodio

35.0

5.0

30.0

10.0

20.0

20.0

10.0

30.0

5.0

35.0

pH experimental

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Soluciones de Verde de bromocresol para tomar los espectros de Absorción Temperatura_____oC S/N No.

Descripción

1

S/N madre + HCl 1x10-3 M

2

S/N madre + NaOH 1x10-3 M

3

S/N madre + tampón de pH

4

S/N madre + tampón de pH

5

S/N madre + tampón de pH

6

S/N madre + tampón de pH

7

S/N madre + tampón de pH

pH experimental

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5.5 OBTENCIÓN DEL ESPECTRO DE ABSORCIÓN UV DE p-metoxifenol Y

DETERMINACIÓN DE SU pKa Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

5.5.1 Objetivo 

Obtener los espectros de absorción UV del p-metoxifenol.



Calcular los valores de las constantes pKa y pKa*.

5.5.2 Principio La posición del equilibrio de ionización de ácidos débiles en el estado electrónico fundamental la cual está determinada por la constante Ka o los valores de pKa respectivos, se puede obtener a partir de mediciones fotométricas en soluciones con diferentes valores de pH. Adicionalmente el valor de pKa * para el estado excitado es accesible a partir de los datos espectrofotométricos. 5.5.3 Conceptos relacionados Estado electrónico fundamental y de excitación de las moléculas; Espectroscopía electrónica de excitación (espectrometría UV-visible), energía espectroscópica y medidas de absorción; diagrama de Jablonski y el ciclo de Förster; valores de pKa y pKa *; ecuación de Henderson-Hasselbach, isotermas de reacción de van't Hoff; ecuación de Gibbs-Helmholtz; Ley de Lambert-Beer; fotometría. 5.5.4 Fundamento Teórico La acción recíproca de las radiaciones electromagnéticas en los rangos ultravioleta y visible (espectrofotometría UV-VIS), lleva a que las moléculas de HA pasen del estado electrónico fundamental (S0) a los estados excitados (S1, S2, T1,...). La diferencia E entre los estados de energía del estado fundamental (EA) y el estado excitado (EB) está relacionada con la energía absorbida h (ecuación 1).

E E -EA



Donde h= Constante de Planck (6,626·10-34 J · s) c= Velocidad de la luz (2,998·108 m·s-1)

c 

c 

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, ,  = frecuencia, número de onda y longitud de onda respectivamente. La energía requerida para la excitación de un mol de sustancia, 

E

E

está dada por:

.

A

Donde: NA= constante de Avogadro (6,626·1023 mol-1) La ley de Lambert-Beer que es que es una de las ecuaciones básicas en espectroscopia establece que la absorbancia A es directamente proporcional a la concentración de la sustancia (ecuación 2).

A lg

i

ci

Donde: Io, I = intensidades de la radiación antes y después de pasar a través de un medio absorbente de espesor de capa d.

A = Absorbancia a la longitud de onda λ = Absortividad molar de la sustancia i a una longitud de onda . ci = Concentración de la sustancia examinada i d = Ancho de la celda i

El espectro de absorción se obtiene al graficar la energía absorbida (E) en función de la energía incidente (,,) (ver fig. 2). Los espectros de absorción se usan en la elucidación de las estructuras, la determinación de las concentraciones y la determinación experimental de los parámetros fisicoquímicos moleculares. Los valores de Ka y pKa que caracterizan el equilibrio de disociación de ácidos débiles (p-metoxifenol en este caso) están dados por las ecuaciones (3) y (3.1):

A = H3CO-C6H4-O

aH aA aHA

a

cH cA cHA

Donde, = Actividad de la sustancia i, la cual es idéntica a su concentración ci en soluciones ideales.

p

a

lg

a

l

pH lg

cA cHA

.

Los valores de Ka (o pKa) de los estados fundamental y excitado se pueden determinar a partir de las

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-

mediciones fotométricas cuando el correspondiente par ácido-base (HA, A ) presentan espectros UV-VIS diferentes (ver la figura 2). -

Para el p-metoxifenol, la absorbancia común del ácido HA y la base de A a valores intermedios de pH, la ley de Lambert-Beer es válida en la forma:

A

HA cHA HA

c cA

HA cHA

cA A cA c cHA A

A

.

-

donde co = concentración total de p-metoxifenol (cHA + cA ) En medio ácido (HCl) donde la concentración de cA- es prácticamente igual a cero de tal manera que la concentración de cHA corresponde a la co, la ecuación 2.1 se simplifica (ecuación 2.1.1). De otra -

parte en medio alcalino (NaOH) la concentración de cHA = 0 y por tanto la de cA = co (ecuación 2.1.2).

c

HA

A

. . . .

HA

c

A

En un medio regulado por un buffer de pH=pKa las concentraciones del par ácido-base son iguales (CHA = CA-= co / 2). A esta condición la ecuación (2.1) toma la siguiente forma: HA

c

A

c

HA

A

. .

El valor de pKa puede determinarse al graficar las absorbancias medidas en función del pH de soluciones tampón. La longitud de onda usada en estas mediciones debe estar lejos del punto isosbéstico ( ≠ -). El valor de pH correspondiente a la absorbancia de A= (AHA + )/2 es de esta manera igual al valor de pKa para el electrón en estado fundamental (Fig. 3). El diagrama de Föster es de utilidad para visualizar las relaciones energéticas involucradas en las transiciones electrónicas. En términos matemáticos estas relaciones son determinadas por la ecuación 4.

donde :

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MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA ,

-

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= energía de excitación molar de los correspondientes ácido o base

, = entalpía molar estándar de disociación en el estado fundamental y excitado, respectivamente. De acuerdo con la isoterma de reacción de Van't Hoff para el estado de equilibrio y la ecuación de Gibbs-Helmholtz, lo siguiente es válido para la constante del ácido:

l

a

l

a

S

H

S

H

.

.

donde Entalpías de disociación molar libre estándar y entropías de disociación molar estándar en el estado fundamental y excitado. R = constante universal de los gases (8,31441 J · K-1 · mol-1) T = Temperatura Asumiendo que las entropías de disociación son iguales ( = ) se obtiene entonces por sustracción, el mismo grado de orden de los correspondientes ácidos y bases en los estados fundamental y excitados.

l

a

l

H

a

H

A partir de esta ecuación y junto con las ecuaciones (4), (1,1) y (1) se obtiene:

l

a

l

a

E

HA

E

A

A

c 

EHA E A

HA



A

.

Donde kB = Constante de Boltzmann (R / NA = 1,381·10-23 J·K-1) y de acuerdo a la definición dada en la ecuación (3.1), se deduce que:

p donde:

a

p

a

c  .

HA



A

.

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2.303 = lnKa /lgKa, conversión de logaritmo natural a logaritmo en base 10. Conociendo los valores de pKa y  calcular el valor de

o 

-

del espectro UV-VIS del p-metoxifenol se puede

.

X1=10.215 Y1=0.401

Figura 3. Determinación grafica para el valor de pKa de p-metoxifenol (a partir de los datos de la fig. 2)

5.5.5 Materiales y Reactivos

            

Espectrofotómetro UV-VIS Celda para espectrofotómetro Medidor de Potencial de pH. pH-metro Balanza 3 Vidrio de reloj 1 Soporte universal 1 Pinza para Bureta 1 Bureta de 50 mL 7 balones aforados de 50 mL 5 balones aforados de 100 mL 4 balones aforados de 250 mL 1 Pipeta aforada, 5 mL

             

Pera Pipetas Pasteur Capuchones de goma Embudo vidrio, d= 55 mm Micro espátulas Termómetro, -10 ... +50 ° C Frasco lavador, 500 mL Solución tampón pH 10.01 Solución tampón de pH 7.01 p-metoxifenol, 1 g Ácido clorhídrico, 0,1 M, 250 mL Hidróxido de sodio, 0,1 M, 250 mL Ácido bórico en polvo, 10 g Agua destilada, 1L

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5.5.6 Procedimiento

Figura 1. Espectrofotómetro UV Shimadzu Modelo PC 2401  Se usa el espectrofotómetro que se muestra en la figura 1.  Preparar las siguientes soluciones: 250 mL de p-metoxifenol 0.002 M: Pesar 0,062 g de pmetoxifenol y llevar a un matraz aforado de 250 mL, disolver en agua destilada y completar a volumen. Solución madre de ácido bórico: Pesar 3,101 g de ácido bórico, disolver en un poco de agua destilada y completar a volumen de 250 mL con agua destilada.  Soluciones tampón: Llenar una bureta con solución de ácido bórico, adicionar a cinco matraces de 50 mL, los valores V1 listados en la tabla 1. Completar a volumen con las soluciones de HCl 0.1 M (V2) y NaOH 0.1 M (V3) indicados. Revisar los valores de pH con un pH-metro previamente calibrado con dos soluciones tampón. Si es necesario, ajustar los valores mediante la adición de ácido o base.  Para la toma de los espectros de absorción, tomar siete balones aforados de 50 mL y adicionar a cada uno 5mL de la solución 0,002 M de p-metoxifenol con una pipeta aforada de 5 mL; luego completar a volumen el primer matraz con ácido clorhídrico 0,1 M, el segundo de manera similar con 0,1 M de NaOH y los cinco matraces restantes, cada uno con una solución buffer diferente de las cinco preparadas.  Tomar los espectros UV de estas soluciones entre 260 y 350 nm a una velocidad de registro lenta, utilizando tamaño de paso de 2 nm, éstas soluciones tienen una concentración de aproximadamente 2·10-4 M. El blanco de cada solución es la solución con la que se completó

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el volumen, obtener también los espectros de los blancos. Obtener los valores de absorbancia a las longitudes de onda de máxima absorción. Nota: Cuando el electrodo de pH no esté en uso, se debe mantener en una funda protectora que contenga una solución de cloruro de potasio 3.5 M. Tabla 1. Soluciones buffer de Borato (de acuerdo a Sörensen y Clark) V1 /mL Solución madre

V3 /mL (0.1M NaOH)

pH

40.0

10.0

9.0

39.0

11.0

9.5

29.0

21.0

10.0

26.0

24.0

10.5

25.0

25.0

11.0

pH=1 (◊) rojo pH=10.5 () lila pH=9 (X) azul pH=11 () café pH=9.5 () verde pH=13 (◊) negro pH=10 (◊) naranja

Figura 2. Espectro de absorción de p-metoxifenol (co=2·10-4 M) en soluciones de pH 1, 9, 9.5, 10, 10.5, 11 y 13 a T=300oK

5.5.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 5.5.8 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Absorption spectra and pKa values of p-methoxyphenol. 07.04. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008.

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ANEXO HOJA DE DATOS. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 5.5 Obtención del espectro de absorción UV de p-metoxifenol y

determinación de su pKa Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Tabla 1. Soluciones tampón de Borato

V1 /mL Solución madre de ác. bórico

V3 /mL (0.1M NaOH)

pH (guía)

40.0

10.0

9.0

39.0

11.0

9.5

29.0

21.0

10.0

26.0

24.0

10.5

25.0

25.0

11.0

pH experimental

Tabla 2. Soluciones de p-metoxifenol para tomar el espectro de Absorción. Temperatura_____oC

S/N No.

Descripción

pH (guía)

1

S/N madre + HCl 0.1M

1

2

S/N madre + NaOH 0.1M

13

3

S/N madre + tampón de pH

9

pH experimental

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 4

S/N madre + tampón de pH

9.5

5

S/N madre + tampón de pH

10

6

S/N madre + tampón de pH

10.5

7

S/N madre + tampón de pH

11

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5.6 TRANSICIONES ELECTRÓNICAS DE COMPUESTOS CROMÓFOROS Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

5.6.1 Objetivo Medir el espectro de absorción del colorante azul de metileno en el rango del visible de la radiación electromagnética. Comparar la longitud de onda en el máximo de absorción del espectro obtenido con el valor calculado de la representación del electrón en una caja unidimensional. Discutir esta comparación. 5.6.2 Principio La posición de la banda de absorción correspondiente a la transición π - π * en el espectro UV-visible de los compuestos orgánicos que tienen sistemas cromóforos puede calcularse de manera aproximada por varios métodos. La aplicación por ejemplo del modelo del electrón en una caja de potencial unidimensional para colorantes con sistemas π conjugados proporciona resultados que concuerdan bastante bien con los resultados experimentales. 5.6.3 Conceptos relacionados Modelo atómico de mecánica de ondas, modelo de los electrones en una caja de potencial unidimensional; estados fundamental y excitado de moléculas, espectroscopia de excitación electrónica (espectrometría UV-visible), energía espectroscópica y medida de adsorción, teoría química del color, Ley de Lambert-Beer, fotometría, cromatografía. 5.6.4 Fundamento Teórico La acción recíproca sobre las estructuras moleculares debida a la radiación electromagnética en el rango espectral de 200 a 800 nm y que abarca la región UV-VIS conduce a la transición de electrones desde su estado fundamental al estado excitado junto con excitaciones de tipo rotacional y vibracional (espectroscopia electrónica. La energía de la radiación absorbida hn es igual a la diferencia ∆E entre los estados de energía del estado fundamental (EA) y el estado excitado (EB).

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA E E EA



c

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c 

Donde

h= constante de Planck (6,626 · 10-34 J · s) c= Velocidad de la luz (2,998·108 m·s-1) , ,  = frecuencia, número de onda y longitud de onda de la radiación electromagnética En espectroscopia UV-VIS, el grado de absorción está determinado por la Absorbancia A (dependiente de la concentración) la cual se define a partir de la ley de Lambert-Beer

A

lg

i

ci

Donde , = intensidad de la radiación antes y después de pasar a través de un medio absorbente de espesor de capa d

A = Absorbancia a longitud de onda  ci = Concentración de la sustancia examinada i d = Ancho de la celda La absorción también puede definirse a partir de la absortividad molar i o su respectivo logaritmo el cual es independiente de la concentración. La gráfica de la energía absorbida (E) en función de la energía incidente (,,) da el espectro de absorción (Fig. 3). A partir de este se pueden obtener las coordenadas en los máximos de absorción (max,

i,max

).

Figura 2. Ejemplo para la energía potencial Epot de un electrón a lo largo del sistema π conjugado de la molécula de -caroteno.

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◊ = antes de la extracción X = después de la extracción  = después de la segunda extracción

Figura 3. Ejemplo de un espectro de absorción de caroteno en acetona La posición de la banda de absorción a las longitudes de onda mayores en el espectro UV-visible de sistemas con enlaces-π conjugados, puede ser estimado usando varios métodos empíricos y representaciones de modelos teóricos. De acuerdo con el modelo del electrón en una caja unidimensional (Fig. 2), un electrón puede moverse libremente en la caja de baja energía de longitud L que está determinada por la expansión del sistema conjugado. Así el carácter de ondas de De Broglie puede atribuirse al electrón, y estos son reflectados en las paredes de mayor energía potencial Epot, por lo que las ondas estacionarias se forman después de la interferencia. Las siguientes relaciones son soluciones válidas de la ecuación de Schrödinger para la longitud de onda cuantizada Λ y la energía E Λ,

y

Donde: =masa de un electrón (9.109·10-31 Kg) n = número cuántico ( , , ,…) Los números cuánticos n que aparecen en las ecuaciones (3) y (4) corresponden a estados de energía cuantizados que para sistemas multielectrón son ocupados por los electrones en pares de acuerdo con los principios de construcción y de exclusión de Pauli. Por lo tanto con la absorción de luz a la mayor longitud de onda, o equivalentemente la transición electrónica de menor energía, se produce de acuerdo con la regla de selección, desde el nivel de energía más alto ocupado (nA) hasta el nivel más bajo de energía no ocupado (nB = nA + 1). La siguiente relación se obtiene de la ecuación (4) para la energía excitación E

E

( e

A

)

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La posición de la banda de absorción correspondiente a esta energía puede ser expresada en términos de la frecuencia correspondiente, número de onda o longitud de onda usando la ecuación (1). 5.6.5 Materiales y Reactivos

   

Espectrofotómetro UV-VIS Celda para espectrofotómetro 1 Transferpipeta 0-100μL Balón de 100 mL

    

1 Pipeta pasteur 1 capuchón de goma Frasco lavador de 500 mL Agua destilada, 1L l Compuesto cromóforo analítico

5.6.6 Procedimiento  El espectrofotómetro que se usa para esta práctica se muestra en la figura. 1.

Figura 1. Espectrofotómetro UV Shimadzu Modelo PC 2401  Tomar 100 microlitros de la solución de azul de metileno y diluirlo a 100mL con agua destilada.  Si la concentración del colorante es muy alta, diluirlo hasta que haya una extinción a 660 nm de entre 0,8 y 1,0 contra agua como referencia. Tomar el espectro de absorción de la solución en el rango visible, de 350 a 700 nm, a una velocidad de registro lenta. Leer y registrar los pares de datos de valores de longitud de onda y de extinción en el rango espectral que aparece en la pantalla, entre 350 y 700 nm, a intervalos de medida de 2 nm; entre 350 y 700 nm a intervalos de medida de 1 nm. Realizar una gráfica con las parejas de valores.

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5.6.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 5.6.8 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Excitation of molecules. 07.03. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008.

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5.7 EFECTO DE LA ESTRUCTURA MOLECULAR EN LA CAPACIDAD FLUORESCENTE DE COLORANTES. (ESPECTROSCOPÍA DE FLUORESCENCIA). Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Indicaciones de peligro:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

ninguna

5.7.1 Objetivo Obtener el espectro de fluorescencia de la serie de colorantes mostrados en la figura 1 y relacionar la intensidad de fluorescencia con la estructura molecular.

Figura 1. R=H fluoresceína, R=Br eosina, R=I eritrosina. 5.7.2 Principio La probabilidad (constante de velocidad) de los procesos de desactivación de estados electrónicos excitados viene controlada por una serie de aspectos relacionados con la estructura molecular. Así, la constante de velocidad fluorescente viene gobernada fundamentalmente por el momento dipolar de transición entre los estados So y S1, por tanto está relacionada directamente con la probabilidad de absorción. El cruce intersistema, que supone un cambio de multiplicidad, depende en gran medida de la interacción spin-órbita, la cual está favorecida por la presencia de átomos pesados. En esta práctica se evalúa la intensidad de fluorescencia de la fluoresceína y de una serie de derivados halogenados. Se registrarán los espectros de absorción, excitación y fluorescencia de todos ellos. Se analizarán las diferencias observadas entre los espectros de absorción y excitación, considerando factores instrumentales, y se discutirá la capacidad fluorescente de los colorantes. 5.7.3 Conceptos relacionados Espectroscopia electrónica, estados excitados (singlete, triplete), procesos fotofísicos, cinética

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fotoquímica. 5.7.4 Fundamento Teórico La absorción de radiación UV-VIS por una molécula conlleva a la formación de un estado electrónico excitado. Al disponer las moléculas de una energía extra, las moléculas excitadas vuelven rápidamente al estado fundamental perdiendo la energía de excitación, por lo que los estados electrónicos excitados suelen tener tiempos de vida muy cortos. Hay dos tipos de procesos de desactivación, los procesos radiativos (la energía de excitación es convertida en emisión de luz) y los procesos no radiativos (la energía se disipa en forma de calor). El estado fundamental de la mayoría de los sistemas moleculares es un estado singlete S0, por lo que la absorción de la luz conlleva a estados singletes excitados S1, S2, … etc. La emisión de un fotón desde el estado S1 al estado fundamental S0 se llama Fluorescencia y está caracterizada por una constante de velocidad Kf. La emisión de las luz debida a una transición entre niveles de distinta multiplicidad (por ejemplo, del estado triplete T1 al estado fundamental S0) se denomina fosforescencia, con una constante de velocidad Kp. Puesto que transiciones entre niveles de distinta multiplicidad están prohibidas, la intensidad de fosforescencia es en general mucho menor que la florescencia, siendo muy difícil de observar a temperatura ambiente, y el tiempo de vida fosforescente (microsegundos a segundos) es siempre muy superior al de fluorescencia (nanosegundos). La emisión fosforescente siempre está situada a menores energías que la fluorescencia ya queT1 es menos energético que S1.

Figura 2. Resumen de los procesos fotofísicos primarios

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Una molécula excitada en S1 también puede sufrir un proceso de desactivación no-radiativo al estado fundamental S0, proceso llamado conversión interna (constante de velocidad Kci). Por otra parte, la molécula en S1 puede también pasar a un estado triplete de menor energía T1 mediante un proceso noradiativo de cruce intersistema (constante de velocidad Kcis). Fluorescencia, conversión interna a S0 y cruce intersistema a T1 son todos procesos de desactivación de S1 que compiten entre sí, y el hecho de observar uno a otro dependerá de las velocidades relativas de los diferentes procesos. Así, una molécula altamente fluorescente se caracterizara porque Kf predomina sobre Kci y Kcis. Además de estos procesos unimoleculares de desactivación, una molécula en el estado excitado S1 puede ser desactivada por la presencia de una segunda molécula mediante un proceso biomolecular. El desactivador es capaz de aceptar y/o disipar la energía de excitación de la molécula original mediante diversos mecanismos tales como colisiones, transferencia de energía o formación de complejos. Este proceso extra de desactivación compite con los procesos anteriores y una consecuencia directa del proceso es la perdida de la intensidad de emisión de la muestra por la presencia del desactivador. 5.7.5 Materiales y Reactivos

     

4 vasos de precipitado de 50 mL 4 goteros 1 varilla de agitación Fluoresceína 2x10-5 M a pH=12 Eosina amarillenta 2x10-5 M a pH=12 Eritrosina B, 2x10-5 M a pH=12

 Espectrofotómetro de Fluorescencia. Photon Techology International. Modelo QM-40  Espectrofotómetro UV/VIS. Shimadzu. Modelo 2401 PC

5.7.6 Procedimiento 5.7.6.1. Obtención del espectro de absorción, fluorescencia y excitación. La medida de los distintos

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espectros se realizará en esta parte para la fluoresceína. a. Obtención del espectro de Absorción.  Tomar el espectro de absorción de la fluoresceína entre 250 y 650 nm.  Localizar los máximos (longitud de onda e intensidades)  Imprimir el espectro. b. Obtención del espectro de fluorescencia. Haciendo uso del espectro de absorción definir los parámetros del espectro de fluorescencia de la fluoresceína. Para ello:  Dibujar sobre el espectro de absorción el posible espectro de fluorescencia. Una buena aproximación es considerar que: El espectro de fluorescencia es la imagen especular del de absorción. El espectro de florescencia se corta con el de absorción a una  con un valor de la absorbancia que corresponde a la mitad de la absorbancia del máximo.  Obtener del dibujo los valores inicial (i) y final (f) para el barrido de fluorescencia.  Obtener el valor de la longitud de onda de excitación (exc). Se debe cumplir que (exc) < i . Un criterio es: exc=i-10nm Si al registrar el espectro la señal es tan intensa que satura al detector, elegir una exc que corresponda a una menor absorción. Tomar el espectro de fluorescencia.  Añadir 3 gotas de fluoresceína a la celda y diluir con agua.  Seguir las instrucciones de funcionamiento del equipo.  Dar el nombre al archivo para guardar el espectro  Imprimirlo. c. Obtención del espectro de excitación Haciendo uso de los espectros de absorción y fluorescencia defina los parámetros del espectro de excitación. Solo interesa observar la banda más importante. El espectro de excitación aparece en el mismo intervalo que el de absorción. Teniendo en cuenta esto, obtener los valores inicial (i) y final (f) para el barrido de excitación:  Obtener el valor de la longitud de onda de emisión (em) Se debe cumplir que em > f. Un criterio es em > f + 10nm. Si al hacer el espectro la señal es tan intensa que satura al detector, elegir una em que

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corresponda a una menor fluorescencia. Tomar el espectro de excitación.  Añadir 3 gotas de fluoresceína a la celda y diluir con agua.  Seguir las instrucciones de funcionamiento del equipo.  Dar el nombre al archivo para guardar el espectro  Imprimirlo. 5.7.6.2 Obtención de los espectros de absorción y fluorescencia de la fluoresceína, eosina y eritrosina. Para las tres sustancias:  Tomar el espectro de absorción entre 250 y 650 nm.  Tomar el espectro de emisión entre 460 y 650 con exc =440nm. Añadir 2 gotas de colorante a la celda y diluir con agua. Dar nombre al archivo y guardarlo. Imprimir el espectro de emisión de las tres sustancias juntas. 5.7.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 5.7.8 Análisis de datos Coinciden los espectros de excitación y de absorción de la fluoresceína?. Comentar por qué la banda de fluorescencia está situada a mayores longitudes de onda que la banda de absorción. ¿Ocurre igual en cualquier sistema? Correlacionar la capacidad fluorescente de los colorantes con la estructura molecular y discutir las diferencias. ¿Cómo se puede distinguir una emisión fluorescente de una señal Raman? 5.7.9 Bibliografía M. Díaz Peña and A. Roig. Química Física, volume 2. Alahambra Universidad, 1972.

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5.8 TRANSFERENCIA DE ENERGIA DE MOLÉCULAS EXCITADAS DE RIBOFLAVINA: ECUACIÓN DE STERN-VOLMER. (ESPECTROSCOPÍA DE FLUORESCENCIA). Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Indicaciones de peligro:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

ninguna

5.8.1 Objetivo Demostrar la transferencia de energía de una molécula excitada (riboflavina) a otra no excitada (KI). 5.8.2 Conceptos relacionados Espectroscopia electrónica, estados excitados (singlete, triplete), procesos fotofísicos, cinética fotoquímica. 5.8.3 Fundamento Teórico

Figura 1. Molécula de Riboflavina. Cuando la riboflavina, que se representará por D, absorbe un fotón de luz y se convierte en molécula excitada, D* (reacción 1) un camino favorable para la vuelta al estado fundamental es la emisión de un fotón o fluorescencia (reacción 2)

  En presencia del ión I-, la riboflavina puede volver al estado fundamental por transferencia de energía al I-, reacción ( ), no emitiendo fotón (“quenching”).

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En una disolución con riboflavina y I- la intensidad de la fluorescencia, que se representa por IF, puede considerarse de esta manera: si la molécula de riboflavina excitada no colisiona con los iones I-, se desactivarán por emisión no fotónica. La competencia entre estos dos procesos, fluorescencia de emisión y quenching de fluorescencia, será dependiente de: a. el tiempo de vida media del estado excitado ( ). A mayor duración de la molécula de riboflavina en el estado excitado más se favorecerá la reacción 3 antes que la 2. b. el número de colisiones efectuadas. Ello vendrá relacionado con las concentraciones de riboflavina y I-. c. la eficacia (kQ) del anión I- como amortiguador. (No todas las colisiones son efectivas dando transferencia de energía). El cociente entre la fluorescencia no “quencheada” –o no amortiguada (I0F)- y la fluorescencia “quencheada” o amortiguada (IF) está relacionada con estas variables mediante la ecuación de SternVolmer: Donde c es la cantidad de amortiguador, en este caso la concentración de iones ioduro.

5.8.4 Materiales y Reactivos

       

1 matraz aforado de 500 mL 1 matraz aforado de 250 mL 1 matraz aforado de 100 mL 6 matraces aforados de 25 mL 3 vasos de precipitado de 50 mL 1 pipeta aforada de 10 mL 1 pipeta aforada de 1 mL 1 pipeta graduada de 5 mL

5.8.5 Procedimiento

 Espectrofotómetro de Fluorescencia. Photon Techology International. Modelo QM-40  Gotero  Transferpipeta  Agitador  Riboflavina  Ioduro de potasio

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5.8.5.1. Preparación de soluciones: a. 500 mL de riboflavina 6,5x10-5 M b. 200 mL de KI 0.1 M c. 100 mL de riboflavina 1/10, introduciendo 10 mL de ruboflavina inicial y enrasando a 100 mL. 5.8.5.2. Disoluciones por pareja: a. en 6 matraces aforados rotulados del 0 al 5, introducir 1 mL de disolución de riboflavina 1/10 y 0, 1,2,3,4 y 5 mL de yoduro de potasio 0.1 M. Completar a volumen con agua. Medir la fluorescencia de las disoluciones de menor a mayor concentración de KI. Para ello excitar a 450 nm y medir el espectro de emisión entre 475 y 650 nm. 5.8.6 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 5.8.7 Análisis de datos Deducir la ecuación de Stern-Volmer. Estimar un valor para la constante de desactivación bimolecular, KQ, suponiendo que la reacción 3 está controlada por difusión. Representar el cociente I0F/IF de la lectura de fluorescencia (área de la banda) para cada disolución frente a la concentración de KI. Estimar el valor del tiempo de vida media de fluorescencia de la riboflavina. 5.8.8 Bibliografía M. Díaz Peña and A. Roig. Química Física, volume 2. Alahambra Universidad, 1972. J. Bertrán and J Nuñez. Quimica fisica. Ariel ciencia, 2004. A. Requena and J. Zuñiga. Espectroscopia. Pearson Educación, 2003. N.J. Turro. Modern Molecular Photochemistry. University Science Books, 1991. B. Valeur. Molecular Fluorescence. Wiley-VCH, 2001.

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PARTE EXPERIMENTAL FISICOQUÍMICA II 6.1 MEDIDAS DE VISCOSIDAD CON EL VISCOSÍMETRO DE ESFERA DESCENDENTE Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

6.1.1 Objetivos Determinar la viscosidad de: 

Varios líquidos y mezclas de líquidos de diferente composición a temperatura constante.



líquidos en función de la temperatura.

A partir de la dependencia entre la viscosidad y la temperatura, calcular las barreras de energía para superar la fricción interna entre los componentes de una mezcla. 6.1.2 Principio Los líquidos y los gases tienen viscosidades distintas debido a que presentan diferencias de fricción interna entre sus moléculas. La viscosidad de una sustancia es función de su estructura y temperatura. La viscosidad y la energía de fricción interna se pueden determinar experimentalmente midiendo la velocidad de caída de una esfera dentro de un tubo ocupado con el líquido a ser investigado. 6.1.3 Conceptos relacionados Líquido newtoniano, ley de Stokes, fluidez, viscosidad dinámica y cinética, medidas de viscosidad. 6.1.4 Fundamento teórico La viscosidad dinámica de un líquido se define como la Fuerza F que se requiere para mover dos capas paralelas de líquido, una contra la otra, cada una de área A y separadas por una distancia dx y con velocidad dw. A

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Al relacionar la viscosidad dinámica con la densidad  de un líquido se obtiene la viscosidad cinética  (2). El recíproco de la viscosidad dinámica es designado como fluidez (3)





Según la ley de Stokes, una partícula esférica de radio r moviéndose en un líquido de viscosidad influencia de una fuerza F alcanza una velocidad constante

bajo la

(4).

r Para la caída de una esfera en el campo gravitacional de la tierra la fuerza motor F es igual al producto entre la aceleración de la gravedad g y la masa efectiva m’ la cual puede ser expresada como la diferencia de densidad entre la esfera ( ) y el líquido ( ). (

)

La relación (6) para el cálculo de la viscosidad que se deriva de (4) y (5) sólo se considera como una ley límite para medios expandidos (el radio de la esfera puede ser despreciado con respecto al del tubo de gravedad). (

)

Para viscosímetros comerciales de esfera descendente con esferas calibradas, los cálculos se simplifican introduciendo una constante esférica K que resulta de la combinación de las cantidades constantes de la ecuación (6) con factores del aparato: (

)

=Velocidad de caída de la esfera para una distancia de medición s = 100 mm. Para calcular la densidad  del líquido a una temperatura T se puede usar la relación:

 m=Masa del líquido V=Volumen del picnómetro

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La viscosidad es una a función de la estructura y la temperatura. En mezclas de dos líquidos, los cambios que exhiben las medidas de viscosidad son una consecuencia del comportamiento no lineal de los líquidos. La viscosidad también se relaciona con otros fenómenos de mezcla tales como el volumen de contracción y la entalpía de mezcla.

wi= Fracción másica mi= Masa de la sustancia i M M

. M

xi= Fracción molar ni=Cantidad de sustancia mi=Masa de la sustancia i Mi=Masa molar de la sustancia i

Figura 2. Dependencia de la viscosidad con la composición (fracción másica w) del sistema aguametanol a temperatura constante (T = 298 K). Para muchos líquidos, la disminución de la viscosidad con el incremento de la temperatura puede ser descrita por la siguiente función determinada empíricamente.

Ce R = 8,31441 J·K-1 ·mol-1 Constante universal de los gases

E

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En esta relación, análoga a la ecuación de Arrhenius, C representa una constante dependiente del sistema, y E es una expresión de la energía molar que se requiere para superar la fricción interna. Esta energía de activación puede determinarse a partir de la pendiente obtenida por la relación lineal entre

y 1/T

(Figura 4).

l

E

l C

.

Figura 3. Dependencia de la viscosidad con la composición (fracción molar x) del sistema de aguametanol a temperatura constante (T = 298 K).

Figura 4. Dependencia de la temperatura con la viscosidad dinámica respectivamente.

del agua (o) y metanol (+),

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6.1.5 Materiales y reactivos          

Viscosímetro de esfera descendente Termómetro, 24-51 °C Termostato de inmersión, 100 °C Cubeta para termostato Makrolon, 6 L. Soporte, h = 750 mm Pinza de ángulo recto Pinza universal con articulación Picnómetro, calibrado, 25 mL 9 Matraces aforado, 100 mL 11 Vasos de precipitados, 150 mL

         

Vaso de precipitados, 250 mL Pipetas Pasteur Capuchones de goma 6 Abrazadera para manguera, d = 8-12 mm Manguera, di = 6 mm Cronómetro digital, 1/100 s Balanza de precisión, 620 g Frasco lavador, 500 mL 2 Líquidos puros a evaluar, 500 mL Agua destilada, 5 L

6.1.6 Procedimiento 

Disponer el montaje experimental como se muestra en la figura 1.



Preparar las mezclas a evaluar.



Conectar con mangueras el viscosímetro de esfera descendente a la unidad de conexión de la bomba del termostato. Asegurar las conexiones de las mangueras con abrazaderas y llenar la cubeta del termostato con agua destilada.

Figura 1. Montaje experimental. 

Preparar el viscosímetro de esfera descendente conforme a las instrucciones de uso y llenarlo, libre de burbujas, con la mezcla de la primera prueba.

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

Usar la esfera número 1 (fabricada con vidrio de borosilicato) apropiada para investigaciones en el rango de viscosidad dado. Colocarla en el tubo de gravedad y durante aproximadamente 10 minutos dejar que el viscosímetro se estabilice hasta una temperatura constante de trabajo (por ejemplo T = 298 K). Luego, determinar tres veces la caída t. Calcular la media aritmética de los valores medidos. Repetir este procedimiento con cada una de las mezclas de prueba.



A continuación, medir la dependencia de la viscosidad con la temperatura de los líquidos puros en el rango de temperatura entre T1 y T2 oK por etapas de 5 oK.



Las densidades de los líquidos son necesarias para los cálculos. Estas se determinan de la siguiente manera: pesar el picnómetro limpio y seco. Posteriormente llenarlo con el líquido puro en estudio, fijarlo al soporte, y dejarlo estabilizar en el baño termostatado durante aproximadamente 10 minutos. Tapar el picnómetro, secarlo rápidamente y pesarlo de nuevo. Calcular la densidad del líquido a partir de la diferencia de masa de las dos pesadas, y el volumen del picnómetro. Purgar completamente el tubo de gravedad y el picnómetro con el otro líquido, llenarlos con éste y repetir el procedimiento.

6.1.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: tener en cuenta las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 6.1.8. Bibliografía Chemistry: Laboratory experiments. Viscosity Measurements with the Falling Ball Viscometer. Kinetic Theory. Lec 01. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008; p 15

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ANEXO HOJA DE DATOS. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 6.1 Medidas de viscosidad con el viscosímetro de esfera descendente Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Tabla 1. Resultados de tiempo de caída t y viscosidad

para diferentes mezclas de líquidos a la

temperatura constante indicada. T = ____________ Líquido 1=L1 _______________

Líquido 2= L2 ________________

Mezclas m(g) L1

m(g) L2

Promedio de t (s)

Tiempo de caída, t (s) w L1 0,0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9 1,0

1

2

3

Densidad (g/mL)

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA Tabla 2. Resultados de viscosidad

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del líquido puro (o mezcla) en función de la temperatura. Los

intervalos de temperaturas serán dados según criterio del docente.

Muestra(s) a evaluar: __________________________________

Tiempo de caída, t (s)

Temperatura, T( ) 1

2

T( ) 1

2

Densidad

de t (s)

(g/mL)

Promedio

Densidad

de t (s)

(g/mL)

3

Tiempo de caída, t (s)

Temperatura,

Promedio

3

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6.2. DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE MEZCLA EN FLUIDOS BINARIOS Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

6.2.1. Objetivos 

Determinar la entalpía integral de mezcla de siete mezclas diferentes de líquidos.



Hacer una gráfica de entalpía integral molar de mezcla versus cantidad de sustancia (fracción molar) y determinar la entalpía molar de mezcla.



Discutir los resultados sobre la base de las interacciones en la mezcla.

6.2.2. Principio Cuando se mezclan dos líquidos miscibles se produce un efecto de calor positivo o negativo causado por las interacciones intermoleculares. Este efecto de calor depende de la proporción de la mezcla. La entalpía integral de mezcla y la entalpia molar diferencial de mezcla pueden ser determinadas por medidas calorimétricas de calores de reacción. 6.2.3. Conceptos relacionados Entalpia molar diferencial de mezcla, comportamiento real e ideal, entalpía molar integral de mezcla, principios fundamentales de la termodinámica, calorimetría. 6.2.4. Fundamento teórico El cambio de entalpía observado cuando dos líquidos se mezclan es igual a la suma de los cambios de entalpía que se producen durante el proceso de mezcla. La entalpía de mezcla ∆MH está influenciada por las interacciones que se establecen entre las moléculas involucradas. La entalpía de mezcla es cero si no hay interacciones intermoleculares (esto se asume para llamadas mezclas ideales). Las interacciones entre dos líquidos pueden causar efectos endotérmicos (disminución de conjuntos o conformaciones supramoleculares), o efectos exotérmicos (formación de conjuntos o conformaciones

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supramoleculares de diferentes moléculas). La cantidad de calor intercambiado por mezclar nA moles del componente A con nB moles del componente B es denominado entalpía integral de mezcal ∆MHI. Si una sustancia se adiciona a otra, sucesivamente, hasta que se alcanza cierta proporción de mezcla, la entalpía integral de mezcla se obtiene sumando los valores de entalpía individuales.

∑ con M

e p

cal

e p cal

Wel

e p cal

Figura 1. Entalpía molar integral de mezcla en función de la fracción molar. La entalpía molar integral de mezcla (referida a un mol de mezcla) se calcula como sigue:

Para mezclas binarias, la proporción de mezcla normalmente está caracterizada por la abundancia molecular (fracción molar).

A

.

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La dependencia de la entalpía integral de mezcla con el número de moles de los dos componentes a presión y temperatura constantes, está definida por:

(

( (

)

) )

( (

) )

o (

)

con (

(

) )

∆MHj= Entalpía diferencial molar de mezcla de la componente j De la integración a composición constante resulta:

La división de (5) en (nA + nB) produce:

La figura 1 muestra la gráfica de ∆MHI frente a la proporción de mezcla expresada como la abundancia molecular de acetona xacetona. Utilizando las ecuaciones (10) y (11), M HA

(

(

MH ) A

(

)

)

MH

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puede calcularse la entalpia diferencial molar de mezcla de dos líquido para las disoluciones de diferente composición. Los resultados para cada líquido, pueden ser introducidos en una tabla de datos y luego ponerlos juntos en un diagrama, como se muestra en la figura 2.

Figura 2. Entalpía diferencial molar de la mezcla agua-acetona en función de la composición. 6.2.5 Materiales y reactivos  Unidad básica Cobra 3

 Barra magnética de agitación, l = 30

 Fuente de energía 12 V/2 A

mm, ovalada

 Cable de datos RS232  Computador,

 Separador de barras magnéticas

Windows®

95

o

superior

 Varilla para soporte, l = 500 mm, rosca M10

 Módulo de medición de temperatura PT 100

 3 Pinzas de ángulo recto  3 Pinzas universales

 Software Cobra3 Temperatura

 Soporte universal

 2 Sonda de temperatura Pt 100

 Balanza

 Calorímetro, transparente

 Cronómetro, digital, 1/100 s

 Bobina

de

calefacción

con toma

corriente  Medidor de trabajo y potencia

 2 Erlenmeyer de 250 mL, cuello estrecho, PN 29  5 Erlenmeyer de 100 mL, cuello

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA  Fuente de energía universal de

accesorios

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estrecho, PN 19

 Cable de datos, l = 500 mm, negro  Conjunto

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para

 Embudo, dO = 80 mm el

termostato de inmersión

 Embudo de polvo, , dO = 65 mm  Pipetas Pasteur

 Termostato de inmersión, 100 °C

 Capuchones de goma

 Baño para termostato, 6 L

 Frasco lavador de 500 mL, plástico

 manguera, di = 6 mm

 líquido puro a evaluar, 1.5 L

 4 Abrazadera para manguera, d = 8-

 Agua destilada, 5 L

12 mm

 Manta de calefacción con agitador magnético

6.2.6 Procedimiento 

Disponer el montaje experimental como se muestra en la figura 3, pero inicialmente sin conectar la bobina de calentamiento al medidor de trabajo y potencia.

Figura 3. Montaje experimental. 

Pesar los componentes individuales de las mezclas con una precisión de 0,1 g, como ejemplo se presenta la mezcla de acetona y agua dada en la tabla 1. Para la práctica tener en cuenta que estos valores dependen del tipo de líquido.

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Tabla 1. Preparación de las siete mezclas (agua-acetona) de prueba. Mezcla

Calorímetro

Erlenmeyer

Cantidad de sustancia

1

432 g de agua

154 g de acetona

X = 0,1

2

Mezcla 1

194 g acetona

X = 0,2

7

464 g de acetona

16 g de agua

X = 0,9

6

Mezcla 7

20 g de agua

X = 0,9

5

Mezcla 6

60 g de agua

X = 0,6

4

Mezcla 5

49 g de agua

X = 0,5

3

Mezcla 4

72 g de agua

X = 0,4

No.



Conectar una de las sondas de temperatura al T1 del módulo de medición, y la otra al T2



Abrir el programa ‘Measure’ en Windows e introducir como instrumento de medición.



Establecer los parámetros de medición como se muestra en la figura 4.

Figura 4. Parámetros de medición. 

Bajo el parámetro elegir Temperature T0a como canal y bajo el parámetro , Temperature T0b. Bajo seleccionar Temperature T a, el intervalo apropiado para la temperatura y los límites X y ‘auto range’.



Ahora calibrar los sensores bajo ‘Calibrate’, cada uno mediante la introducción del valor de temperatura medido con un termómetro y presionando .

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 

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Después de realizar estos ajustes, pulsar para alcanzar el campo para el registro de los valores medidos. Organizar las muestras como se desee.



Para la primera medición llenar el calorímetro con una cantidad determinada de líquido 1. Introducir la barra magnética ovalada en el calorímetro y encender el agitador magnético (Precaución: no activar el botón de calentamiento).



Insertar la bobina de calentamiento y la sonda de temperatura en la tapa del calorímetro y fijarlos en su posición.



Pesar una cantidad determinada del liquido 2 en un erlenmeyer de 250 mL. Abrir un orificio longitudinal a un tapón de goma, poner la segunda sonda de temperatura a través del agujero y cerrar el erlenmeyer antes del calentamiento en el baño de temperatura controlada.



Ajustar el termostato de inmersión a la temperatura del liquido 1 en el calorímetro y esperar hasta que la diferencia de temperatura entre el liquido 2 en el baño y el calorímetro no sea superior a 0,02 K.



Iniciar la medición presionando . Esperar unos minutos, luego verter el liquido 2 sobre el liquido 1 en el calorímetro. Después que se haya alcanzado un nuevo equilibrio de temperatura, llevar a cabo la calibración eléctrica para la determinación de la capacidad calorífica total del calorímetro. Para ello, suministrar 10 V de CA al medidor de trabajo y potencia para el calentamiento eléctrico. Pulsar el botón y luego poner en las tomas de salida los extremos libres de los cables de conexión de la bobina. El sistema estará ahora en continuo calentamiento mientras se mide la cantidad de energía suministrada.



Cuando el aumento de la temperatura inducido en el calorímetro por el calentador eléctrico sea aproximadamente igual en magnitud al cambio de temperatura resultante de mezclar los dos líquidos, apagar el calentamiento y leer la cantidad exacta de energía eléctrica suministrada. Continuar la medida por otros 3 minutos y luego dejar registro de la temperatura pulsando .



La figura 5 muestra el gráfico tal como es presentado por el programa cuando se detiene la medición. Si se usa , de la barra de herramientas, pueden leerse los datos de diferencia de temperatura.

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Figura 5. Curva de temperatura-tiempo de la entalpía de mezcla para la mezcla 1. 

En el segundo experimento agregar una porción adicional de líquido 2 (cantidad necesaria, g) a la mezcla en el calorímetro (ver tabla 1). Llevar a cabo el experimento de forma completamente análoga a la primera medición y prestar atención que la temperatura de la mezcla en el calorímetro y el líquido 2 sea la misma.



En la siguiente serie de experimentos agregar sucesivamente 5 porciones de líquido 1, listadas en la tabla 1, a 464 g de líquido 2 en el calorímetro. Después de limpiar y secar cuidadosamente el calorímetro, realizar las mediciones de esta serie de la misma manera como en la primera serie. Es importante que el calorímetro sea recalibrado después de cada adición debido a que la capacidad calorífica del sistema es diferente después de cada cambio de temperatura.

6.2.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 6.2.8 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Determination of the mixing enthalpy of binary fluid mixtures. Thermochemistry/Calorimetry. Lec 02. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008; p 27.

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ANEXO HOJA DE DATOS. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N°6.2. Determinación de la entalpía de mezcla en fluidos binarios. Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Componentes de la mezcla Componente

Nombre

Masa molar (g/mol)

Densidad (g/ml)

Líquido puro 1(L1) Líquido puro 2(L2)

Tabla 1. Preparación de las siete mezclas de prueba. Mezcla No.

Calorímetro

Erlenmeyer

Cantidad de sustancia

1

g L1

g de L2 X =

2

Mezcla 1

g L2 X =

7

g de L2

g L1 X =

6

Mezcla 7

g L1 X =

5

Mezcla 6

g de L1 X =

4

Mezcla 5

g de L1 X =

3

Mezcla 4

g de L1 X =

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Tabla 2. Datos de los deltas de temperatura para las diferentes mezclas: Mezcla No.

TO a( oK)

TO b( oK)

 Tab( oK)

T Mezcla ( oK)

T(T Mezcla-TOb)

Tabla 3. Datos de Temperatura Vs. Tiempo MEZCLA No.

VOLTAJE ( V )=

CORRIENTE (A)=

T( oK)

t(s) Lecturas durante 3 minutos al desconectar la fuente o

T( K)

t(s) MEZCLA No.

VOLTAJE ( V )=

CORRIENTE (A)=

T( oK)

t(s) Lecturas durante 3 minutos al desconectar la fuente T( oK)

t(s)

( oK)

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA MEZCLA No.

VOLTAJE ( V )=

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CORRIENTE (A)=

T( oK)

t(s) Lecturas durante 3 minutos al desconectar la fuente T( oK)

t(s) MEZCLA No.

VOLTAJE ( V )=

CORRIENTE (A)=

T( oK)

t(s) Lecturas durante 3 minutos al desconectar la fuente o

T( K)

t(s) MEZCLA No.

VOLTAJE ( V )=

CORRIENTE (A)=

T( oK)

t(s) Lecturas durante 3 minutos al desconectar la fuente T( oK)

t(s)

MEZCLA No.

VOLTAJE ( V )=

CORRIENTE (A)=

T( oK)

t(s) Lecturas durante 3 minutos al desconectar la fuente o

T( K)

t(s) MEZCLA No.

VOLTAJE ( V )=

CORRIENTE (A)=

T( oK)

t(s) Lecturas durante 3 minutos al desconectar la fuente T( oK)

t(s)

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6.3 ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

:4horas

Indicaciones de peligro:

6.3.1. Objetivos 

Medir el incremento del punto de ebullición de un líquido en función de la concentración de un soluto.



Estudiar la relación entre el incremento del punto de ebullición y la cantidad de soluto.



Determinar la masa molar del soluto a partir de la relación entre el aumento del punto de ebullición y la concentración.

6.3.2. Principio El punto de ebullición de una solución siempre es superior a la de su disolvente puro. Con la ayuda de un aparato apropiado, en la presente práctica se determinará la dependencia de la diferencia de temperatura (elevación del punto de ebullición) con la concentración de soluto. 6. 3.3. Conceptos relacionados Ley de Raoult, ley de Henry, constantes ebulloscópicas, potencial químico, ecuación de GibbsHelmholtz, proporción de concentración, grado de disociación. 6.3.4. Fundamento teórico Una solución se puede definir como un líquido de fases mezcladas que consta de una sustancia disuelta (soluto) y un disolvente. Cuando una sustancia no volátil se disuelve en un disolvente volátil resultan fuerzas adicionales y estas tendrán que ser superadas por las moléculas de disolvente antes de que puedan pasar a la fase gaseosa. Por tanto, en una solución menos moléculas del disolvente podrán pasar a la fase de vapor que en el disolvente puro. En 1886, F. M. Raoult postuló la ley que lleva su nombre: La presión de vapor de una solución viene dada por el producto entre la presión de vapor del disolvente puro y la fracción molar del disolvente en la solución.

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donde,

Ps= Presión de vapor de la solución PO= Presión de vapor del disolvente puro n1= Moles de solvente puro n2= Moles de soluto Un líquido ebulle cuando su presión de vapor es igual a la presión del ambiente. La presión de vapor del agua alcanza una presión ambiente de 680 mmHg a una temperatura alrededor de 100 °C. Cuando un soluto no volátil se disuelve en el agua, la presión de vapor de ésta a 100 °C se reduce por debajo de 680 mmHg. Por tanto deberá suministrarse más calor para aumentar la energía cinética de las moléculas y así elevar la temperatura para que la solución ebulla. La razón del mayor requerimiento energético de la solución, en comparación con el disolvente puro, está en la presencia de fuerzas adicionales (fuerzas de atracción entre el soluto y el solvente), las cuales deben ser superadas en la solución. La solución no ebulle a TO, pero si a una temperatura TS más elevada. La diferencia entre los dos valores de T, corresponde a la elevación del punto de ebullición ∆TS.

Desde el punto de vista cuantitativo, la elevación del punto de ebullición depende de la cantidad a la que disminuye la presión de vapor, como también de la concentración del soluto. La concentración se da en términos de molalidad, que representa el número de moles de soluto disuelto en 1 litro de solución.

m1= Masa del solvente puro m2= Masa del soluto M2= Masa molar del soluto Ke= Constante ebulloscópica Cuando se determina la masa molar relativa de un soluto, se debe tener en cuenta el hecho de que el número de moles libres de nB corresponde al número de partículas libres. Sin embargo, si en solución

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se disocian nB moles en z partículas más pequeñas, entonces el número de moles realmente se convierte en:

donde  es el grado de disociación. Bajo ciertas condiciones, la determinación de masas molares utilizando la ebulloscopía sólo puede proporcionar la masa molar aparente MS, que luego debe ser convertida usando la ecuación:

z= partículas en solución = grado de disociación 6.3.5 Materiales  Aparatos para la elevación del punto de ebullición

 Mortero con mazo, 190 mL  Pinza moor

 Medidor de temperatura, digital, 4-2

 Micro espátula

 Sonda de temperatura, Pt 100, Teflón

 Prensa para pastillas

 Manta de calentamiento, 250 mL

 Balanza de precisión, 620 g

 Abrazadera

para

la

manta

de

calentamiento

 Cápsulas para pesar, 80x50x14mm  Embudo, dO = 80 mm

 Regulador de potencia

 Pipetas Pasteur

 Matraz fondo redondo de 250 mL, GL

 Capuchones de goma

25/12

 Frasco lavador de 500 mL

 Vaso de precipitados de 250 mL

 perlas de ebullición, 200 g

 Unión, GL 25/8

 Soluto 1 a evaluar, 500 g

 Manguera di = 7 mm

 Soluto 2 a evaluar, 250 g

 Soporte universal

 Soluto 3 a evaluar, 250 g

 Pinza de ángulo recto

 Glicerina, 250 mL

 3 Pinza universal

 Agua destilada, 5 L  Líquido a evaluar

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6.3.6 Procedimiento 

Disponer el montaje experimental como se muestra en la figura 1.



Pesar el recipiente interior que pertenece al aparato de punto de ebullición, completamente seco, y anotar la masa exacta (= m1).



Encajar el recipiente interior dentro del recipiente exterior de modo que su abertura de entrada se encuentre por debajo del sello de silicona que conecta la tapa. Durante la medición, el vapor entrará en el recipiente interior a través de la abertura lateral, así que inspeccionar que aquella no quede cubierta.

Figura1. Montaje experimental 

Llenar el matraz de fondo redondo con 150-200 mL del líquido a evaluar y ponerlo en el montaje.



Conectar dos piezas cortas de manguera de silicona en las dos salidas para gas del recipiente exterior y ponerlas a lo largo en un vaso de precipitados de 250 mL, con los extremos libres a la altura de la mitad del vaso.



Poner una abrazadera a la manguera de silicona más corta que sale del recipiente exterior, pero por el momento dejarla abierta.



Verter aproximadamente 25 mL del líquido en el recipiente interior. Cerrar el recipiente en la parte superior fijando la sonda de temperatura en su posición.



Las sustancias que se vayan a probar deben ser prensadas en pastillas con el fin de evitar que cualquier partícula de ellas se adhieran a las paredes del recipiente mientras se agregan. Pesar

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cinco porciones de cada soluto cada una de aproximadamente 300-400 mg. Es recomendable pulverizar primero las sustancias en un mortero. La dependencia de la elevación del punto de ebullición del líquido con la concentración, puede ser demostrada para cada sustancia en un solo experimento, añadiendo sucesivamente cantidades conocidas de la misma sustancia. 

Calentar el disolvente en el matraz de ebullición. El vapor desprendido se levanta en el recipiente exterior y calienta el recipiente interno. Regular la velocidad de calentamiento con el control de potencia. La temperatura en grados Celsius, del recipiente interior, se mostrará en el medidor digital de temperatura.



Después de algunos minutos, cuando la temperatura en el recipiente interior esté cerca del punto de ebullición del solvente, y permanezca constante, bajar la manta de calentamiento durante unos segundos hasta que cese la ebullición y el condensado en el recipiente exterior retorne al matraz de fondo redondo. Después, subir la manta de calentamiento y reanudar el calentamiento.



Cuando se reactive la ebullición, cerrar la abrazadera. El vapor ligeramente sobrecalentado fluirá ahora a través del líquido en el recipiente interior. Ajustar el medidor de temperatura digital para determinar la variación de temperatura ∆T en el tiempo con la función de tara . En este modo de funcionamiento la resolución es diez veces mejor (0,01 K).



Esperar hasta que el valor mostrado se mantenga constante. Ahora abrir cuidadosamente el recipiente interno (tapón de rosca), adicionar la primera pequeña porción de sustancia (soluto), y tapar de inmediato.



Inicialmente, mientras que el precipitado se disuelve, la temperatura baja primero y luego vuelve a subir. Registrar la temperatura cuando el valor vuelva a ser constante y repetir el procedimiento para la siguiente porción de sustancia.



Después que cinco etapas de concentración hayan sido medidas, en primer lugar abrir la abrazadera y luego interrumpir el calentamiento. Esto es importante para evitar que la solución sea succionada del recipiente interno y pase al recipiente que contiene el agua. Una vez frio, retirar el recipiente interno, retirar la sonda de temperatura, secar su superficie exterior y volverlo a pesar. La masa del líquido es ahora igual al último valor medido menos la masa del recipiente vacío y las masas de las cinco pequeñas porciones de sustancia.



Graficar el aumento del punto de ebullición frente al cociente entre la masa de sustancia disuelta y la masa de líquido para cada sustancia, tal como se muestra en la figura 2.

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Figura 2. Ejemplo de una determinación: incremento del punto de ebullición en función de la concentración de la sal de concina en solución acuosa. 6.3.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico de laboratorio. 6.3.8 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Boiling point elevation. Thermochemistry /Calorimetry. Lec 02. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008; p 31.

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ANEXO HOJA DE DATOS. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 6.4 Elevación del punto de ebullición Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Tabla 1. Datos de elevación del punto de ebullición de un líquido con la adición de un soluto 1. Temperatura de ebullición del solvente puro: ________________

Adición No.

Elevación del punto Masa soluto 1 (g)

de ebullición, T (°C)

1 2

Masa del recipiente interno, (g) m1 = Masa del recipiente interno

3

+ 5 adiciones (g)

4

m2 =

5

Tabla 2. Datos de elevación del punto de ebullición de un líquido con la adición de un soluto 2. Adición No. 1 2 3 4 5

Elevación del punto Masa soluto 2 (g)

de ebullición, T (°C)

Masa del recipiente interno, (g) m1 = Masa del recipiente interno + 5 adiciones (g) m2 =

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6.4 DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

6.4.1 Objetivos 

Determinar la magnitud del descenso del punto de congelación del líquido problema después de disolver un electrolito fuerte. Mediante la comparación del valor experimental con el teórico previsto para esta concentración, determinar el número de iones en los que se disocia el electrolito.



A partir del valor del descenso del punto de congelación, determinar la masa molar de una sustancia no electrolítica.

6.4.2 Principio El punto de congelación de una solución es menor que la de su disolvente puro. Este descenso en el punto de congelación se puede determinar experimentalmente usando un aparato adecuado conocido como Crioscopio. Si se conocen las constantes crioscópicas de un disolvente se puede determinar la masa molar de la sustancia disuelta en este. 6.4.3 Conceptos relacionados Ley de Raoult, constante crioscópica, potencial químico, ecuación de Gibbs-Helmholtz, proporción de concentración, grado de disociación, factor de Van’t Hoff. 6.4.4 Fundamento teórico Cuando un líquido se enfría su presión de vapor disminuye. En el punto de congelación, la presión de vapor de las fases líquida y sólida es la misma. Aunque la presión de vapor de una solución siempre es menor que la del disolvente puro, el punto de congelación será menor para la solución. Los dos fenómenos, descenso del punto de congelación y elevación del punto de ebullición, amplían en rango

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de temperatura en cada extremo, siempre que el disolvente sea el único que cristalice o vaporice. A una concentración elevada de A el potencial químico de la sustancia A en la fase mixta es:

El potencial químico del del sólido puro químico estandar de A

en equilibrio con la fase fluida corresponde al potencial

, es decir

. Cuando las dos fases están en quilibrio

, se

obtiene la siguiente expresión:

Puesto que el potencial químico de las sustancias puras es igual a la entalpía libre molar G, la ecuación (2) se convierte en: ⃓

De la ecuación de Gibbs-Helmholtz

( )

y mediante la derivación de la ecuacion (3), se obiene lo siguiente:



La entalpía de fusión FH se puede considerar constante para pequeños cambios de temperatura. La integración de (5) entre el límite de valores para el solvente puro (xA = 1, T = T0) y para la solución (xA, T), da como resultado la expresión



(

)



(

)

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Como el descenso del punto de congelación TT = T – T0 es pequeño comparado con T0, el término

TT0 puede ser remplazado por T02. Si de de forma simultánea se considera la cantidad de soluto xB, entonces xA puede ser remplazado por 1 – xB. Esto se convierte en



(

)

ln

La ecuación (7) se puede desarrollar como una serie:





Cuando xB sea pequeño solamente se tendrá en cuenta el primer término. Entonces el descenso del punto de congelación se reduce a





En soluciones diluidas la cantidad de sustancia se puede expresar con buena aproximación por el cociente (mBMA / mAMB). MA, MB y mA, mB son los pesos moleculares y las masas del disolvente A y el soluto B, respectivamente.







Por último, la fracción mB/mAMB es igual a m/1000, en la cual m representa la molalidad, es decir, la cantidad de soluto en 1000 g de disolvente.





La constante Kc se conoce como descenso del punto de congelación molar o constante crioscópica. Cuando se determina la masa molar de una sustancia disuelta se debe tener en cuenta el hecho de que el número de moles nB corresponde al número de partículas que se mueve libremente. Sin embargo,

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si en la solución se disocian nB moles en z partículas más pequeñas, entonces el número de moles que realmente existe es: donde  representa el grado de disociación. Bajo ciertas condiciones, la determinación de la masa molar usando ebulloscopía, sólo puede proporcionar la masa molar aparente Ms, que luego se convertirá aplicando

Cuando las concentraciones sean más altas, también se deben tener en cuenta las interacciones inter iónicas de las especies iónicas presentes en la solución. Para describir esta interacción se utiliza el coeficiente osmótico f0. Este tiene un valor entre 0 y 1 para soluciones reales y un valor de 1 para soluciones ideales.

 La cantidad efectiva de sustancia en la solución difiere del valor usado por una cantidad igual a la del factor de Van’t Hoff

 . De ello se deduce por analogía que el descenso del punto

de congelación experimentalmente determinado es mayor, por un factor , que el valor teórico calculado a partir cantidades pesadas. 6.4.5 Materiales y reactivos  Aparato para descenso del punto de congelación  Empaque para GL25, 12 mm de dímetro.  Medidor digital de temperatura 4-2  2 Sonda de temperatura, Pt 100  Mangas de protección para la sonda de temperatura  Manta de calentamiento con agitador magnético  Barra magnética de agitación, l = 30

 Balanza de precisión  Cápsulas para pesar, 80 x 50 x 14 mm  Cronómetro digital, 1/100 s  Prensa  Mortero de porcelana con mazo, 70 mL  Embudo plástico, dO = 50 mm  Pipetas Pasteur  Capuchones de goma  Varilla de vidrio, d = 8 mm L=30cm  Frasco lavador de 500 mL

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA mm

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 Líquido problema

 2 Pinza de ángulo recto

 Electrolito fuerte, 500 g

 2 Pinza universal

 Sustancia no electrolítica, 250 g

 Micro espátula

 Alcohol para combustión, 1L

 Espátula

 Agua destilada, 5 L

 Vaso de precipitados de 1000 mL

 Hielo (aproximadamente 3 Kg)

 Pipeta de 25 mL

 Pera

6.4.6 Procedimiento 

Disponer el montaje experimental como se muestra en la figura 1.

Figura 1. Montaje experimental. 

El aparato para determinar el descenso del punto de congelación consta de dos recipientes cilíndricos de vidrio, dispuestos concéntricamente y conectados con una tuerca de ensamble GL 45. El recipiente exterior se asemeja a un tubo de ebullición y actúa como una chaqueta alrededor del recipiente interior (recipiente de congelación).

Llenar esta chaqueta con

aproximadamente 50 mL de etanol (también se puede usar alcohol comercial). Este medio garantiza la conducción uniforme de calor entre el vaso interior y el exterior. El recipiente interior está destinado para la solución o el disolvente cuyo punto de congelación se va a

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determinar. En el extremo superior del recipiente interior hay una tapa rosca para acomodar un termómetro o una sonda de temperatura, y una manga tubular de vidrio con otra tapa rosca (GL 18) para introducir el soluto. El fondo del recipiente interior es plano para que una pequeña barra de agitación (l =15 mm) pueda girar sin obstáculos. 

Las sustancias que se vayan a probar deben ser prensadas en pastillas de tal forma que se puedan adicionar al recipiente interior sin que partículas se adhieran a las paredes del recipiente. Pesar cinco porciones de cada sustancia (electrolito fuerte y sustancia no electrolítica), cada una de aproximadamente 300 mg. Es recomendable pulverizar primero las sustancias con un mortero.



La medición consta de dos etapas. Primero se debe trazar la curva de enfriamiento del líquido problema puro, luego hacer la misma curva para la solución que resulta por la adición de una pastilla de sustancia. Para iniciar, verter con la pipeta 25 mL del liquido problema en el recipiente interior y agregar la barra de agitación magnética.



En lugar de la unidad original, insertar la manga protectora para el sensor de temperatura con el empaque de 12 mm de diámetro en la tuerca de conexión. Soltar unas gotas de alcohol sobre la manga de protección para mejorar la transferencia de calor. Insertar la sonda de temperatura y conectarla al termómetro digital.



Cuando el sistema este completamente montado, fijar el dispositivo en la varilla del soporte y colocarlo lo más bajo posible en el vaso de precipitados de 1L. Ajustar el agitador magnético a una velocidad media de agitación.



Llenar el vaso de precipitados con la mezcla de congelación hielo/sal y sumergir en ella la segunda sonda de temperatura. Ajustar la temperatura de la mezcla de congelación alrededor de -10 °C mediante la adición de agua. Cuando el recipiente interno haya alcanzado la temperatura aproximada de -1 °C, ajustar el termómetro digital para medir la variación de temperatura ∆T en el tiempo, con una precisión de 0,01 K, e iniciar el registro de temperaturas relativas a cada minuto. En la fase inicial, se desarrolla una condición meta estable caracterizada por una temperatura mínima. Tan pronto como comience la cristalización, la temperatura empieza a subir de nuevo hasta alcanzar un nivel máximo (punto de congelación). Este punto crítico puede ser observado en una curva de enfriamiento.



Después que se ha registrado la curva de en enfriamiento para 25 mL de liquido problema puro, sacar el dispositivo de la mezcla de congelación y esperar hasta que el agua en el recipiente interior este completamente licuada (este proceso puede acelerarse con calentamiento manual).

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 

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A continuación, introducir en el recipiente interior una pastilla de la sustancia bajo investigación y dejar que se disuelva por completo. Bajar de nuevo el aparato a la mezcla de congelación e iniciar una nueva medición (a partir de la misma temperatura inicial anterior). La grafica resultante permite determinar el punto de congelación de la mezcla. Como ejemplo se presenta la curva de enfriamiento para la mezcla agua/NaCl. (ver figura 2). Si se van a realizar mediciones con diferentes líquidos problema y solutos, lavar y secar el recipiente interior cuando se realice el cambio.

Figura 2. Curva de enfriamiento para la mezcla agua/NaCl. 6.4.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 6.4.8 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Freezing point depression. Thermochemistry /Calorimetry. Lec 02. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008; p 32.

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ANEXO HOJA DE DATOS Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 6.5 Descenso del punto de congelación Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Tabla 1. Datos de pesada de las muestras del electrolito fuerte (EF) y la sustancia no electrolítica (NE)

Pastilla No.

mEF(g)

mNE (g)

1 2 3 4 5 Tabla 2. Datos de temperatura en función del tiempo para construir la curva de congelación del líquido puro. No.

Tiempo

Temperatura

No.

Tiempo

Temperatura

datos

t( )

T (°C)

datos

t( )

T (°C)

1

21

2

22

3

23

4

24

5

25

6

26

7

27

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28

9

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30

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33

14

34

15

35

16

36

17

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18

38

19

39

20

40

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Tabla 3. Datos de temperatura en función del tiempo para construir las curvas de enfriamiento de las mezclas líquido problema/electrolito fuerte o sustancia no electrolítica. Adición pastilla 1

Adición pastilla 2

Adición pastilla 3

Adición pastilla 4

Adición pastilla 5

t( )

t( )

t( )

t( )

t( )

T (°C)

T (°C)

T (°C)

T (°C)

T (°C)

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6.5 DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN USANDO UNA BOMBA CALORIMÉTRICA Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

6.5.1. Objetivos 

Determinar la entalpía de combustión de una sustancia usando una bomba calorimétrica.



Calcular la entalpía de formación de esta sustancia a partir de la entalpía de combustión.

6.5.2. Principio La bomba calorimétrica es usada para quemar completamente sustancias con oxígeno en exceso. El calor de combustión liberado es absorbido por el recipiente del calorímetro en el que la bomba está inmersa, produciendo un aumento de temperatura ∆T. En el experimento inicialmente se determina la capacidad calorífica del sistema transfiriendo una cantidad definida de calor proveniente de la combustión del ácido benzoico, y luego se realiza la combustión del naftaleno bajo las mismas condiciones. 6.5.3. Conceptos relacionados Primera ley de la termodinámica, ley de Hess de la adición constante del calor, entalpía de combustión, entalpía de formación, capacidad calorífica. 6.5.4. Fundamento teórico En todas las reacciones químicas las sustancias participantes sufren un cambio en la energía interna y la entalpía. El calor es absorbido en las reacciones endotérmicas o liberado en las reacciones exotérmicas. Al mismo tiempo, una reacción química puede realizar trabajo de volumen. Por esta razón para poder examinar experimentalmente sólo un cambio en el calor se debe eliminar la realización de trabajo llevando a cabo la reacción a volumen constante. De acuerdo con la formula de reacción, el calor que es absorbido o desprendido durante una trasformación de sustancias es llamado calor de reacción. A presión constante el calor de reacción es

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 106 de 144

llamado entalpía de reacción ∆RH y a volumen constante se designa como energía de reacción ∆RU. En una bomba calorimétrica es posible llevar a cabo una reacción de modo que el calor transformado pueda ser medido, manteniendo el volumen constante. Según la primera ley de la termodinámica el cambio en la energía interna del sistema es igual a la suma de la energía suministrada o liberada en forma de trabajo W y calor Q.

Dado que no se realiza trabajo de volumen, W = 0, entonces se tiene:

A presión constante, la entalpía y la energía interna se diferencian por el trabajo de volumen: ∑ Sin embargo, la energía y la entalpía de reacción tienen la misma magnitud dado que en este caso no se realiza trabajo de volumen.

H De acuerdo con la ley de Hess, el calor absorbido o liberado por el sistema es independiente de la ruta de reacción. Esta ley permite que el calor de reacción sea calculado para reacciones en las que la medición directa es difícil. La entalpía de combustión permite calcular la entalpia de formación ∆ BH. Para este propósito, el proceso global se puede dividir en etapas parciales. Así, la entalpía de formación es igual a la diferencia entre la suma de las entalpía de combustión de los elementos ∆CHE y la entalpía de combustión del compuesto ∆CHi.

∑ La siguiente ecuación de reacción es válida para la combustión del naftaleno:

C H

C

H

En este caso ∑ ∆CHE es la suma estequiométrica de las entalpías de combustión de todos los elementos contenidos en el naftaleno, es decir, carbono e hidrógeno. Sus valores corresponden a las entalpías estándar de formación tabuladas para el CO2 (-393,77 kJ/mol) y el H2O (-286,17 kJ/mol). La entalpía de combustión del naftaleno ∑ ∆CHE se puede calcular usando

∑ C H

M

Ccal

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 107 de 144

Ccal=Capacidad calorífica del calorímetro mN=Masa de la pequeña porción de naftaleno - masa del alambre de ignición MN=Masa molar del naftaleno ∆CHN=Entalpía de combustión molar del naftaleno ∆TN=Diferencia de temperatura durante la combustión del naftaleno. La capacidad calorífica del calorímetro se determina quemando ácido benzoico. El calor absorbido por el calorímetro es



∆CHB= Entalpía de combustión molar del ácido benzoico (-3231.5 kJ/mol)

mB= Masa de la pequeña porción de ácido benzoico – masa del alambre de ignición MB= Masa molar del ácido benzoico La capacidad calorífica del sistema Ccal se calcula de acuerdo con

Ccal

cal

6.5.5. Materiales y reactivos  Bomba calorimétrica  Recipiente de prueba para bomba calorimétrica

 Llave de tuercas para cilindros de acero  Balanza de precisión

 Tubo de presión con acoples

 Cápsulas para pesar, 80 x 50 x 14 mm

 Calorímetro transparente

 Mortero de porcelana con mazo, 70

 Manta de calentamiento con agitación magnética  Barra magnética de agitación, l = 30 mm, ovalada  Varilla para soporte, l = 500 mm, rosca M10

mL  Prensa  Recipiente graduado, 1L, con manija  Cronómetro digital, 1/100 s  Micro espátula  Frasco lavador de 500 mL

 2 Pinzas de ángulo recto

 Embudo, dO = 50 mm

 2 Pinzas universal

 Tijeras de punta roma, l = 140 mm

 Termómetro digital, 4-2

 Alambre de hierro, d = 0,2 mm, l =

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA  Sonda de temperatura, Pt 100

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100 m

 Fuente de energía universal

 Agua destilada, 5L

 2 Cable de conexión, l = 750 mm,

 Sustancia a evaluar

negro

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02

 Soporte para el cilindro de oxígeno

 Cilindro de acero para oxígeno, 2 L,

 Válvula de reducción para oxígeno

lleno 6.5.6. Procedimiento 

La bomba calorimétrica (ver fig. 1) consta de un recipiente resistente a la presión (1), y una tapa (3) para el cierre hermético el gas de la misma. La tapa tiene en la parte superior dos orificios de 4mm (4) para los electrodos de níquel (8) lo que permite su conexión en la parte inferior de la tapa. Se puede colocar entre ellos un cable de encendido. El porta muestra (12) en los electrodos, sirve para colocar un crisol de combustión (11). El disco (7), está hecho de fibra de cerámica y actúa como aislante térmico. La Válvula de regulación (5) y el acoplamiento de conexión rápida (6) permiten conectar fácilmente la bomba calorimétrica a un cilindro de oxígeno para su uso y llenado. El cierre hermético de la bomba se hace por medio del empaque tipo o-ring (2) y su respectiva abrazadera.

Figura 1. Bomba calorimétrica. 

Pulverizar

en un mortero la sustancia que se va a quemar. Posteriormente pesar

aproximadamente 400 mg en una capsula. Preparar las pastillas con un trozo de alambre de hierro, de las sustancias a usar en la práctica.

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 109 de 144

Disponer el montaje experimental como se muestra en la figura 2.

Figura 2. Montaje experimental. 

Formar una bobina de encendido con el trozo de alambre de hierro de aproximadamente 6 cm de largo y encajar en los agujeros (10) de los electrodos de níquel; sujetar los extremos en su lugar deslizando los topes hacia abajo (9).



Colocar en el crisol de combustión la muestra pesada (fijar los dos extremos del cable de la pastilla a los contactos de la tapa de la bomba calorimétrica de modo que la pastilla está por encima del centro del soporte de muestras).



Montar el empaque tipo o-ring en la brida del recipiente resistente a la presión y colocar cuidadosamente la tapa; utilizar el anillo de refuerzo para cerrar herméticamente el recipiente y la tapa.



Una vez conectada al cilindro con la válvula de regulación de presión, conectarlo al conector rápido (6). Llenar el recipiente con oxígeno por medio de la manguera de presión, para esto, abrir la válvula reguladora (5) y ajustar la presión con el regulador de presión en el cilindro (máx. 10 bar).



Cerrar la válvula de regulación y acomodar la bomba calorimétrica en el calorímetro lleno de agua (aproximadamente 850g), cuya tapa ha sido remplazada por el soporte suministrado para ajustarla al calorímetro.

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 

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Insertar una sonda de temperatura PT100 en uno de los orificios en el soporte y conectarlo a un instrumento de medición de temperatura digital (precisión de la medición 0.01K) de tal manera que la temperatura del agua puede ser medida.



Conectar las cuencas de 4mm (4) a una fuente de alimentación que suministra una tensión mínima de 15 V/1A. Colocar el calorímetro con bomba calorimétrica sobre un agitador magnético sin calentamiento. Poner la barra de agitación.



Esperar (aproximadamente 5 minutos) a que se alcance una temperatura de equilibrio. Iniciar la combustión en la bomba calorimétrica aplicando un voltaje de 15 V a las cuencas de 4mm y medir el aumento de la temperatura en el calorímetro bajo agitación continua (aprox. 15 minutos).



Iniciar el registro la curva de temperatura y continuarlo durante todo el resto de operaciones. Ajustar el termómetro digital para medir la diferencia de temperatura ∆T en función del tiempo y registrar la temperatura dos veces por minuto con una precisión de 0,01 K.



Cuando la temperatura permanezca constante o sólo muestre una pequeña variación, encender la fuente de energía por un corto tiempo (30 segundos o el indicado por el profesor) para iniciar la combustión y registrar la curva de temperatura con el tiempo de reacción. Cuando los cambios de temperatura vuelvan a ser muy pequeños continuar el registro de la curva de temperatura-tiempo por 5 minutos más.



Cuando la reacción haya terminado, verificar que la bomba calorimétrica se haya enfriado hasta temperatura ambiente. Sólo cuando sea así, y con la válvula de regulación (5) cerrada, empujar el tapón de acoplamiento en el conector rápido (6) y abrir cuidadosamente la válvula, para liberar el exceso de oxígeno y los gases desprendidos durante la reacción. Evitar que los gases contaminantes puedan escapar al ambiente, por lo tanto se recomienda que la igualación de las presiones de la bomba calorimétrica se haga en una campana de extracción.  No abrir el anillo de refuerzo hasta no estar seguros de la igualación de presiones entre el

interior de la bomba calorimétrica y la atmósfera circundante.  Si después de la prueba el recipiente de muestra tiene demasiado hollín, repetir la medición porque esto indica que la combustión no fue completa. 

En la figura 3 se ilustra cómo determinar la diferencia de temperatura corregida ∆T para luego calcular la entalpía de combustión. Esta corrección es necesaria debido al intercambio de calor entre el calorímetro y sus alrededores. La línea recta vertical debe estar puesta de manera que las áreas sombreadas en torno al punto de inflexión sean del mismo tamaño.

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Figura 3. Determinación de la diferencia de temperatura corregida. 

Realizar la medición por triplicado para cada sustancia. Tomar el promedio de los valores medidos para minimizar los errores aleatorios.



Después de cada medición, antes de abrir la bomba, se debe liberar el exceso de oxígeno y los gases desprendidos durante la reacción. Para hacerlo, colocar la bomba bajo una campana extractora, volverlo a conectar a la manguera de presión, luego abrir lentamente la válvula y dejar escapar el gas. Abrir la bomba sólo cuando todo el gas haya escapado.

6.5.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 6.5.8 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Determination of the enthalpy of combustión using a bomb calorimeter. Thermochemistry /Calorimetry. Lec 02. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008; p 33.

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02

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ANEXO HOJA DE DATOS. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 6.5 Entalpia de Combustión Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Tabla 1. Datos de las pesadas del alambre de hierro (Fe), y las pastillas para cada una de las determinaciones. Sustancia en combustión:

Sustancia en combustión:

Pastilla No.

m (pastilla +

mFe (g)

Fe)

(g)

m pastilla (g)

mFe (g)

m (pastilla + Fe)

(g)

m pastilla (g)

1 2 3 Tabla 2. Datos de la combustión Pastilla No. 1 2 3 4 5 6

Voltaje (V)

t de encendido de la fuente (s)

P de oxígeno (bar)

T inicial

T final

(°C)

(°C)

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Tabla 3. Datos de diferencia de temperatura en función del tiempo para la combustión de la sustancia en estudio. Sustancia en combustión: ______________________________________ Diferencia de

Diferencia de

Diferencia de

Tiempo,

temperatura

Tiempo,

temperatura

Tiempo,

temperatura

t (s)

∆T (°C)

t (s)

∆T (°C)

t (s)

∆T (°C)

1

2

3

1

2

3

1

0

270

540

30

300

570

60

330

600

90

360

630

120

390

660

150

420

690

180

450

720

210

480

750

240

510

780

2

3

Sustancia en combustión: ______________________________________ Diferencia de

Diferencia de

Diferencia de

Tiempo,

temperatura

Tiempo,

temperatura

Tiempo,

temperatura

t (s)

∆T (°C)

t (s)

∆T (°C)

t (s)

∆T (°C)

1

2

3

1

2

3

1

0

270

540

30

300

570

60

330

600

90

360

630

120

390

660

150

420

690

180

450

720

210

480

750

240

510

780

2

3

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6.6 DIAGRAMA DEL PUNTO DE EBULLICIÓN DE UNA MEZCLA BINARIA Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

:4 horas

Indicaciones de peligro:

6.6.1. Objetivos 

Determinar el índice de refracción de 10 mezclas de composición conocida y de sus componentes puros.



Trazar el diagrama del punto de ebullición para mezclas binarias compuestas por dos líquidos puros.

6.6.2. Principio El diagrama del punto de ebullición, muestra los puntos de ebullición de una mezcla binaria en función del equilibrio líquido-vapor de la mezcla a presión constante. En esta práctica se miden los puntos de ebullición de varias mezclas constituidas por dos líquidos puros, y se determina la composición de las fases líquidas a través de refractometría y una curva de calibración. 6.6.3. Conceptos relacionados Fundamentos de destilación, diagrama de equilibrio, potencial químico, coeficiente de actividad, ley de Raoult. 6.6.4. Fundamento teórico El diagrama del punto de ebullición describe gráficamente la dependencia del punto de ebullición con la composición de la fase líquida a presión constante. La curva del punto de ebullición se obtiene midiendo la temperatura a la cual las mezclas empiezan a ebullir. Debido a que por regla la composición del vapor es diferente a la del líquido, generalmente se obtienen valores diferentes para el condensado y el líquido en ebullición (en el experimento, la composición de la fase de vapor de cada mezcla es determinada al inicio de la ebullición). Por tanto, el diagrama del punto de ebullición

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consta de dos curvas, la curva del punto de ebullición y la del condensado. La curva del punto de ebullición muestra la composición de la mezcla que comienza a ebullir a cierta temperatura, mientras que la curva del condensado exhibe la composición el vapor que está en equilibrio con la mezcla líquida a la misma temperatura. Para una mezcla ideal, las curvas del punto de ebullición y del condensado caen continuamente mientras se incrementa el contenido del componente más volátil. Las dos curvas de los componentes puros son coincidentes. Las mezclas no tienen un punto de ebullición constante sino que presentan un intervalo de ebullición. La conversión de la mezcla total a la fase de vapor sólo es completa cuando el vapor tiene la misma composición que la fase líquida. Ates de esto, el vapor siempre es enriquecido con el líquido más volátil. Cuando una mezcla exhibe una presión de vapor máxima, entonces esta corresponde a su punto de ebullición mínimo, ya que la mezcla ebulle más rápido cuanto mayor sea su presión de vapor. Las curvas del punto de ebullición y del condensado coinciden en este punto máximo, lo que indica que las fases líquido y vapor tienen la misma composición. En ebullición el sistema se comporta como un líquido puro. Las mezclas que tienen un punto de ebullición constante y no cambian su composición durante la ebullición, se denominan mezclas azeotrópicas. Para obtener la curva de calibración se debe graficar los índices de refracción medidos de los componentes puros y las once mezclas, en función de la cantidad de sustancia xi, como ejemplo se presenta la figura 1 para mezclas de Metanol/cloroformo.

Figura 1. Índice de refracción en función de la concentración de sustancia en mezclas de metanol/cloroformo.

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La fracción molar del líquido 1 puede obtenerse de

La cantidad de sustancia de un componete i se obtiene de i

i

i

Mi

Donde

Vi= Volumen del componente i Mi= Masa molar del componente i ρi= Densidad del componente i Sin embargo, el comportamiento de las mezclas reales no puede ser descrito solamente por la cantidad de sustancia. Esta debe ser multiplicada por un factor de corrección llamado coeficiente de actividad, que refleja la desviación de las soluciones reales con respecto a las soluciones ideales. 6.6.5. Materiales y reactivos  Refractómetro Abbe

 Tapón de vidrio, claro, IGJ 19/26

 Termómetro digital, 4-2

 Collar de teflón, IGJ 19

 Sonda de temperatura, Pt 100

 Tubo de goma, di = 6 mm

 Manga protectora para sonda de

 10 Abrazadera para manguera d = 8-

inmersión

12 mm

 Manta de calentamiento, 100 mL  Abrazadera

para

 2 Bureta de 50 mL, llave de paso

manta

de

calentamiento

 11 Erlenmeyer de 100 mL, cuello

 Regulador de potencia

estrecho

 Termostato de inmersión, 100 °C  Conjunto

de

lateral, línea Schellbach

accesorios

 11 Tapones 24/30 mm para

termostato de inmersión

 Vaso de precipitaderos de vidrio, 100 mL, largo

 Baño para termostato Makrolon, 6 L

 Pipetas Pasteur

 Soporte universal

 Capuchones de goma

 Pinza de ángulo recto

 Embudo de vidrio, dO = 55 mm

 Pinza universal

 Perlas de ebullición, 200 g

 Abrazadera para bureta, montaje de

 Bomba para chorro de agua

rodillo

 Lápiz de laboratorio resistente al agua

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA  10 Recipiente de fondo redondo, 100 mL, dos cuellos, IGJ 19/26

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 117 de 144

 Líquido puro 1, 500 mL  Líquido puro 2, 250 mL

 Refrigerante Dimroth, IGJ 19/26

 Glicerina, 250 mL

 Cabeza de columna IGJ 19 6.6.6 Procedimiento 

Disponer el montaje experimental como se muestra en la figura 1.

Figura 2. Montaje experimental. 

Preparar once mezclas diferentes del líquido 1 y el líquido 2. Usar dos buretas para adicionar en los erlenmeyer las cantidades de cada componente según se indica en la tabla 1. Sellar cada solución con un tapón.



Fijar la temperatura del refractómetro a temperatura ambiente (o temperatura indicada por el docente) usando un baño de temperatura controlada.



Determinar los índices de refracción de los líquidos puros, 1 y 2, y de las distintas mezclas, dejando caer el líquido sobre la superficie del prisma con una pipeta Pasteur limpia. Leer el valor medido después del ajuste óptico (ver el manual de instrucciones del refractómetro). Limpiar exhaustivamente el refractómetro antes de cada medida. Una vez determinados los índices de refracción trazar la curva de calibración en función de la fracción molar del liquido 1.

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 118 de 144

Tabla 1. Composición de las mezclas Liquido 1-Líquido 2.



Mezcla No.

Vliquido 1 (mL)

Vliquido 2 (mL)

1

2.5

47.5

2

5

45

3

10

40

4

15

35

5

20

30

6

25

25

7

30

20

8

35

15

9

40

10

10

45

5

11

47.5

2.5

Antes de trasvasar la mezcla en el aparato de punto de ebullición dejar caer unas gotas de glicerina en la manga protectora para la sonda de temperatura con el fin de mejorar la conductividad del calor. Verter la primera mezcla en el recipiente de dos cuellos, adicionar unas perlas de ebullición y encender la manta de calentamiento.



Ajustar el calentamiento de forma que haya reflujo en la manga de protección por unos minutos, antes que las primeras gotas de vapor condensado se observen en el refrigerante Dimtoth.



Asegurar que salga solamente una muy pequeña cantidad del producto destilado de modo que la composición de la fase de vapor sea constante. Recoger las primeras gotas del destilado a través de la llave de paso de la cabeza de destilación para medir el índice de refracción; leer el punto de ebullición. Utilizar el índice de refracción medido para determinar la composición de la mezcla a partir de la curva de calibración.



Después de cada medición, sacar la mezcla del matraz y limpiar el aparato. Repetir sucesivamente el procedimiento para las 11 mezclas.



Destilar los líquidos puros para determinar su punto de ebullición.

6.6.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio.

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 119 de 144

6.6.8 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Boiling point diagram of a binary mixture. Chemical equilibrium. Lec 03. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008; p 42.

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 120 de 144

ANEXO HOJA DE DATOS. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N°6.6 Diagrama del punto de ebullición de una mezcla binaria Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Tabla 1. Composición de las mezclas Liquido 1-Líquido 2. Curva de calibración. Mezcla No.

Vliquido 1 (mL)

Vliquido 2 (mL)

1

2.5

47.5

2

5

45

3

10

40

4

15

35

5

20

30

6

25

25

7

30

20

8

35

15

9

40

10

10

45

5

11

47.5

2.5

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 121 de 144

Tabla 2. Datos de fracción molar del líquido 1 e índice de refracción a ____ °C para cada una de las mezclas binarias. Mezcla No.

Fracción molar del líquido 1,

Índice de refracción, nD__

xlíquido1

Líquido 2

0

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 Líquido 1

1

Tabla 3. Resultados de temperatura de ebullición y fracción molar del líquido 1 en las fases líquido y vapor de cada una de las mezclas binarias.

Mezcla No. Líquido 2 1 2 3 4 5 6

Temperatura de

Índice de refracción

ebullición

del condensado, nD___

Fracción molar del

Fracción molar del

líquido 1 en la fase

líquido 1 en la fase

de vapor, x líquido 1

líquida, xlLíquido1

v

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA 7 8 9 10 11 Líquido 1

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6.7 VELOCIDAD DE LAS MOLÉCULAS Y LA FUNCIÓN DE DISTRIBUCIÓN DE MAXWELL-BOLTZMANN Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Indicaciones de peligro:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Ninguna

6.7.1 Objetivo Medir la distribución de velocidad en un ‘gas modelo’ y comparar el resultado con el comportamiento teórico descrito por la ecuación de Maxwell-Boltzmann. 6.7.2 Principio En este experimento se emplea un aparato para simular el movimiento de las moléculas de gas y medir su velocidad. La distribución de velocidad encontrada se compara con la ecuación teórica de Maxwell-Boltzmann. 6.7.3 Conceptos relacionados Teoría cinética de los gases, modelo de energía cinética, velocidad media, distribución de velocidad. 6.7.4 Fundamento teórico Según la definición, la energía cinética de las moléculas de un gas ideal está dada por:

Energía cinética promedio

M = masa de la molécula Velocidad media de la molécula A partir de la teoría cinética, la presión de un gas se puede describir por

 P= Presión = Densidad

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Combinando las ecuaciones (1) y (2) junto con la ley de los gases ideales, resulta

p

l

Vmol= Volumen molar R=

Constante de los gases

T=

Temperatura absoluta

Lo anterior conduce a la siguiente expresión para c:

c (

M

)

o (

)

k= Constante de Boltzmann Esto significa que la energía cinética media es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas, que corresponde a la interpretación de temperatura a nivel molecular. Es imposible determinar directamente la velocidad de una molécula debido a que las colisiones con otras moléculas hacen que su valor cambie constantemente. Sin embargo, por medio de métodos estadísticos es posible obtener una función de distribución de velocidades moleculares para un número grande de moléculas. Esto fue hecho por Maxwell y Boltzmann, logrando el siguiente resultado:

√

(

)

(

)

Esta ecuación describe la probabilidad de que una molécula se encuentre en el intervalo de velocidades {c,c+dc}. Como ejemplo en la figura 1 se muestra la correspondiente función de distribución para el oxígeno.

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Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 125 de 144

Figura 1. Distribución de velocidades moleculares para el oxígeno a 273 K. Para el máximo de la curva de velocidad (velocidad con más alta probabilidad), (cw) se puede derivar la siguiente relación:

(

)

El remplazo de la ecuación (6) en la ecuación (5) conduce a

√

Notar que cw

(

(

)

)

c, y que √

√

√

√

En el experimento se modela el gas con bolas de cristal, la velocidad de las bolas puede ser determinada a partir de la distancia de lanzamiento s:

g = aceleración de la gravedad (= ,

m∙s-1)

h = distancia entre la salida y el receptor

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Ahora, los resultados experimentales (número de bolas por intervalo de distancia recorrida) se pueden visualizar gráficamente en la forma ∑

Ni = número de bolas en el intervalo i, i = … c =intervalo de velocidad correspondiente s =

cm ( ,

m∙s-1)

Como se muestra en la figura 2.

Figura 2. Velocidad de distribución teórica y experimental en el experimento modelo. La función de distribución teórica se puede evaluar por medio de la ecuación (7) usando la velocidad en el máximo de la distribución experimental, según cw. El resultado para el ejemplo de la figura 3 también se muestra en el diagrama. La concordancia entre las dos curvas es razonablemente buena teniendo en cuenta el carácter modélico del experimento. 6.7.5 Materiales y reactivos  Aparato de teoría cinética de gases

 Cronómetro digital, 1/100 s

 Espátula

 Trípode base-PASS-

 Receptor con cámara de grabación

 Tubo de ensayo, d = 16 mm, l = 16 cm

 Fuente de energía, 15 VAC/12 VDC/5 A

 Gradilla de masera para 12 tubos de

 Balanza de precisión, 620 g

ensayo

 Estroboscopio digital

 Cable de conexión, l = 750 mm, rojo

 Vaso de precipitados, 50 mL

 Cable de conexión, l = 750 mm, azul.

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6.7.6 Procedimiento 

Disponer el montaje experimental como se muestra en la figura 3.

Figura 3. Montaje experimental. 

Adaptar al aparato el receptor con la cámara de grabación así como se describe en el manual de instrucciones para determinación de velocidades de partículas.



Para evitar la pérdida de tiempo contando una a una las bolas durante el experimento, determinar el peso promedio de una bola de cristal pesando un número conocido de bolas (por ejemplo 100).



Después de esto, determinar el número promedio de bolas de cristal expulsadas del aparato durante 1 minuto. Para ello, llenar el aparato con 400 bolas y ajustarlas a las siguientes condiciones:





Altura del pistón superior: 6 cm



Frecuencia del oscilador: 50s-1 (controlada por el voltaje y el estroboscopio)

Ahora, abrir la salida durante un minuto y determinar el número de bolas expulsadas usando el peso de las bolas.



Introducir de nuevo estas bolas al aparato y repetir el experimento dos veces



Preparar la simulación experimental calculando el número promedio de bolas expulsadas por minuto y llenar cuatro vasos de precipitados, cada uno con el número de esferas hallado. Hacer los siguientes ajustes al aparato: 

Altura del pistón superior: 6 cm



Diferencia de altura entre la salida y el receptor: 8 cm



Número de bolas: 400

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA  

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 128 de 144

Frecuencia del oscilador: 50 s-1

Cuando la frecuencia se estabilice, abrir la salida por 5 minutos. Después de cada minuto devolver el número de bolas correspondiente al contenido de un vaso de precipitados para mantener una ‘densidad de partículas’ constante. Mediante pesada determinar el número de bolas de cristal en cada uno de los 24 compartimentos del receptor.



Volver a llenar los vasos de precipitados y repetir cuatro veces el experimento.

6.7.7 Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 6.7.8 Bibliografía. Chemistry: Laboratory Experiments. Velocity of molecules and the Maxwell-Boltzmann distribution function. Lec 01. PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008; p 8.

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ANEXO HOJA DE DATOS Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 6.7 Velocidad de las moléculas y la función de distribución de Maxwell-Boltzmann Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Frecuencia_______

Masa de 100 bolas________

Tabla 1. Datos de masa y número de bolas expulsado por el aparato durante 1 minuto Determinación No

Masa del conjunto de bolas (g)

Número de Bolas

1 2 3

Tabla 2. Datos de masas y número de bolas de la simulación experimental a una frecuencia de ______ Compartimiento No.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

Primera Medición Masa del Número de conjunto de bolas Bolas (g)

Segunda Medición Masa del Número de conjunto de Bolas bolas (g)

Tercera Medición Masa del Número de conjunto de Bolas bolas (g)

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA

Código: MFOQ-FQ.01 Versión: 02 Página 130 de 144

21 22 23 24

Frecuencia_______

Masa de 100 bolas________

Tabla 3. Datos de masa y número de bolas expulsado por el aparato durante 1 minuto Determinación No

Masa del conjunto de bolas (g)

Número de Bolas

1 2 3

Tabla 4. Datos de masas y número de bolas de la simulación experimental a una frecuencia de ______ Compartimiento No.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24

Primera Medición Masa del Número de conjunto de bolas Bolas (g)

Segunda Medición Masa del Número de conjunto de Bolas bolas (g)

Tercera Medición Masa del Número de conjunto de Bolas bolas (g)

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6.8. ANÁLISIS DE LAS DISTRIBUCIONES DE INTENSIDAD DEL ESPECTRO ROTACIONAL-VIBRACIONAL DEL HCl. Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

6.8.1 Objetivo 

Obtener una distribución de intensidades de absorción mejorada del espectro rotacionalvibracional del HCl en fase gaseosa.



Obtener e interpretar el espectro Infrarrojo rotacional-vibracional del HCl en fase gaseosa.



A partir del espectro de absorción del HCl, obtener:

La longitud del enlace H-Cl La constante de rotación del HCl. Utilizar el valor de la constante rotacional para calcular el momento de inercia. La frecuencia de vibración fundamental y, la constante de fuerza de enlace. El valor de J para las intensidades máximas de absorción y la distribución de intensidades. 6.8.2 Principio El espectro vibracional-rotacional de una molécula diatómica representa la interacción entre la energía de la radiación incidente y la correspondiente absorción por el sistema molecular debida a transiciones desde su estado fundamental a su estado excitado. El resultado es una serie de intensidades de absorción en función de la energía incidente expresada en términos de la longitud de onda asociada, frecuencia o número de onda. 6.8.3 Conceptos relacionados Espectroscopia infrarroja, ecuación de distribuciones de Boltzmann, Ley de Beer-Lambert. 6.8.4 Fundamento teórico Las vibraciones de los sistemas moleculares poliatómicos pueden ser obtenidas mediante la combinación lineal de un número reducido de modos normales de vibración, esto hace que las moléculas diatómicas sean un modelo básico para el estudio de las propiedades vibracionales y

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rotacionales de dichos sistemas y de otros de mayor complejidad. Igualmente, tiene un gran valor didáctico para entender algunos fundamentos de la mecánica cuántica, la termodinámica y cómo se aplican algunos métodos computacionales para obtener los parámetros moleculares y termodinámicos de un gas a partir de su espectro y viceversa. Las líneas de absorción observadas en el rango de energía del infrarrojo de los espectros de un sistema molecular dado se deben a cambios en las energías rotacionales que acompañan las transiciones desde los estados vibracionales fundamental a estados excitados. Las reglas de selección restringen los cambios en los valores del número cuántico rotacional J tales que ΔJ igual a ± 1 como las únicas transiciones posibles.

Las transiciones desde el estado fundamental ν = 0 al estado

vibracional excitado ν = 1, es decir, ∆ ν = 1 y con ΔJ = -1, se manifiestan en el espectro rotacionalvibracional de la molécula diatómica de HCl como las bandas observadas en la región denominada comúnmente como P de baja energía. Entretanto para las transiciones correspondientes a ∆ ν = 1 y con ΔJ = +1, se observan en el espectro IR de HCl en la región de alta energía denominada R (Fig. 1). En los espectros tomados bajo condiciones de alta resolución, como el que se muestra en la figura 1, las bandas de las regiones P y R aparecen desdobladas según la distribución isotópica del 35Cl y 37Cl.

Figura 1. Espectro FTIR típico de HCl (g). Al menos nueve transiciones se observan tanto en la región P de baja energía, ΔJ = -1, y la región de alta energía R, ΔJ = +1. Distribución de Intensidad El siguiente aspecto a considerar es cómo se pueden predecir las intensidades de absorción a partir de los perfiles de población del estado térmico vibracional fundamental de los niveles de energía rotacional de la molécula de HCl. En ese sentido la ecuación de Boltzmann permite obtener la distribución de poblaciones con diferentes energías rotacionales para la molécula de HCl de la siguiente manera:

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e-E

Donde NJ es la población de HCl en los diferentes niveles de energía de rotación, N es el número total de moléculas de HCl en la muestra, J es el número cuántico de rotación asociado con el estado fundamental de vibración ν=0, ER es la energía de rotación del nivel J, kB es la constante de Boltzmann, T es la temperatura absoluta, y q es la función de partición rotacional definida como:

e

∑

E

La energía de rotación, ER, para una molécula diatómica heteronuclear, rígida y lineal, que es una primera aproximación a la energía real, está dada por:

E Donde B0 es la constante rotación de HCl medida en números de onda, cm-1. En ambas ecuaciones 1 y 2, el factor 2J + 1 es la degeneración de cada nivel de energía rotacional. La distribución de Boltzmann juega un papel importante en la predicción de la intensidad de la radiación absorbida dando lugar a la correspondencia entre las intensidades de mayor intensidad y los estados fundamentales rotacionales más poblados. De acuerdo al concepto de Herzberg, la intensidad de la radiación absorbida por una molécula diatómica en su transición entre dos niveles energéticos que involucran estados degenerados, se puede predecir a partir de:

Cabs abs

(

∑i |

|

i

)

e

E

Donde Cabs es una constante, ν es la frecuencia de la radiación asociada a la transición, Rmn es la integral del momento de transición en la degeneración i y j en los estados inferiores y superiores m y n. Los demás factores son el resultado de la solución de la ecuación 1 para Nj, la población de cada estado rotacional en el nivel inferior. Asumiendo que la probabilidad de transición es la misma para todas las transiciones entre los estados degenerados (2J +1), la suma de las integrales de momento de transición es igual a una constante multiplicada por el factor (2J + 1). Esta constante se incorpora en Cabs y el término entre paréntesis relacionado a a Rmn se vuelve 1, lo que resulta en:

abs

C

abs

e-

E

Esta ecuación usualmente se considera una explicación para las distribuciones de intensidad de absorción ya que es proporcional a la distribución de Boltzmann de la ecuación 1. La suposición de

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que todos los estados degenerados asociados en las transiciones tienen la misma probabilidad de transición introduce no permite que se logren reproducir de manera exacta las intensidades observadas experimentalmente. En la figura 2 se muestra una distribución de intensidades utilizando la ecuación 5. Como se puede observar, la cuarta transición es la de máxima intensidad en esta distribución y corresponde al nivel con número cuántico rotacional J = 3. Mientras que la figura 1, muestra que la intensidad máxima se encuentra en el tercer nivel, que corresponde a J = 2. Así que la predicción de la ecuación (5) no coincide con el espectro real.

Figura 2. Predicción de la distribución de Intensidad de las transiciones de la región del estado fundamental vibracional ν=0 de HCl (g) obtenida a partir de la ecuación (5), sin N, ν, y C´abs. El valor de ER está dado por la ecuación (3). Sin introducir la suposición de que todas las transiciones entre los niveles energéticos degenerados (2J +1) son iguales, la suma de las integrales de momento de transición de la ecuación 4 se hace igual a una constante multiplicada por (J’+ J+ 1) y el término que involucra a Rmn se combina con los términos restantes para dar:

C abs



abs

e

E

El factor pre-exponencial es ahora (J’+J+1) donde la comilla indica el nivel J en el estado ν = 1 vibracional excitado. Debido a que las reglas de selección para estas transiciones imponen una restricción para ΔJ = + 1 en la región R, se llega a J’=J + 1 para cada transición de la región R y el factor pre-exponencial entonces es igual a J +1 + J + 1 o 2J+2. En la figura 3 se muestra una segunda distribución de intensidad, basada en la ecuación (6).

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Figura 3. Predicción de la distribución de Intensidad de las transiciones de la región R del estado fundamental vibracional ν=0 de HCl (g) obtenida mediante la ecuación (6) sin N, ν, y C´´abs. El valor de ER está dado por la ecuación (3). Como se puede apreciar, la intensidad máxima se encuentra ahora en la tercera transición correspondiente al nivel J = 2, exactamente como se observa en el espectro experimental de la figura 1. Sin embargo, esta distribución decae más rápidamente que la distribución de intensidades de la figura 2 por lo que aún presenta desviaciones pequeñas en la región de valores más altos de J. Por lo tanto la intensidad de absorción predicha usando la ecuación (6) coincide muy bien con el espectro alrededor del máximo, en comparación con el ajuste previsto utilizando la ecuación 5, aunque todavía está presente una desviación en la distribución de intensidades a valores altos de J. Con el propósito de obtener un mejor ajuste entre la intensidad de la absorción predicha y el espectro, la energía rotacional ER, de la ecuación 3 se modifica para tener en cuenta la distorsión centrífuga De, y el acoplamiento rotacional-vibracional αe. Debido a que estos términos contribuyen con una pequeña corrección a la energía rotacional, por lo general no son tenidos en cuenta en el cálculo de la intensidad. La corrección resultante para ER en el estado fundamental de vibración es:

E

[

e e

]

La distribución de la intensidad mostrada en la Figura 4 fue generada usando en la ecuación 6 el término de energía rotacional corregido (ecuación 7). Debido a que ambas correcciones de De y αe son pequeñas, sólo en los valores mayores de J la corrección sea hace significativa y observable. El perfil de la población se desplaza ligeramente hacia los niveles rotacionales más altos en comparación con el perfil sin corregir de la figura 3 relacionado a la disminución de la diferencia de energía entre niveles a medida que J aumenta. Por lo tanto, la falta de correspondencia entre el espectro y la intensidad predicha de la figura 3 no están marcada. La similitud entre el espectro real de HCl mostrado en la Figura 1 y la distribución de intensidades de absorción relativas mostrada en la Figura 4

MANUAL DE PRACTICAS DEL LABORATORIO DE FISICOQUIMICA es ligeramente mejor en la región R. El uso del factor pre-exponencial 2J + 2 distribución de intensidad proporciona la mayor corrección a la distribución.

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en el cálculo de la

Figura 4. Distribución de Intensidad en la región R predicha para las transiciones del estado fundamental vibracional ν=0 de HCl (g) obtenido mediante la ecuación (6) sin N, ν, y C´´abs. El valor de ER usado corrige el acoplamiento de rotacional-vibracional y la distorsión centrífuga dada por la ecuación 7. 6.8.5 Materiales y Reactivos

         

Espectrofotómetro IR Celda IR para gases Pinza en ángulo recto Soporte universal

Trampa de humedad H2SO4 concentrado NaCl

Cloruro de calcio Manta de calentamiento Papel indicador de pH

         

Tapón de caucho 4 Pinza para agarre Balón 100mL fondo redondo 24/40 Reducción 14/20 a 24/40 Tubo claisen Vidrio de reloj Embudo de adición 14/20 Adaptador de termómetro 14/20 Manguera de caucho Vaso de precipitado de 250 mL

6.8.6. Procedimiento Generación de HCl (g) 

Realizar el montaje de la figura 1. Trabajar en la cabina de extracción.



Poner aproximadamente 5g de NaCl en el balón de fondo redondo de 100mL; 5mL de H2SO4 concentrado en el embudo de adición; 5g de CaCl2 en la trampa para humedad.

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

El HCl (g) se produce in situ dejando caer el ácido sulfúrico H2SO4 concentrado lentamente y por gotas del embudo de adición al balón que contiene el cloruro de sodio. Encender la manta de calentamiento. Los productos de esta reacción son NaSO4 y HCl(g).



La producción de HCl (g) se puede verificar con ayuda de un papel indicador de pH.



La celda de gases para IR (ver figura 2.) está conectada al sistema, ésta cuenta con una válvula de paso por medio de la cual se puede evacuar el sistema.



Luego de purgar unas tres veces el sistema, cerrar la válvula de la celda y dirigirse a tomar el espectro IR.

Figura 1. Montaje para la Obtención del HCl (g) Toma del espectro La celda para gases con ventana de fluoruro de calcio, debe retirarse y limpiarse inmediatamente después de su uso debido a la naturaleza corrosiva del HCl (g). El espectro se obtiene con un espectrómetro FTIR Bruker Modelo Tensor 27 (ver figura.3), a una resolución de 2,0 cm -1. Tomar el espectro en el modo de absorbancia.

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Figura 2. Celda para muestras gaseosas.

Figura 3. Espectrofotómetro IR Bruker, Modelo Tensor 27.

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6.9 DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLECULAR DE UN LÍQUIDO Tipo de práctica:

Duración de la práctica:

Grupal (3-4 personas)

4 horas

Indicaciones de peligro:

6.9.1 Objetivos 

Determinar las masas molares para el di etileter y el metanol.



Discutir los resultados en términos del comportamiento real y el ideal de los gases.

6.9.2 Principio La masa molar de un líquido se determina por la evaporación de un líquido a temperatura y presión constante y la medida de volumen de gas que se forma usando una jeringa de gas calibrada. 6.9.3 Conceptos relacionados Gases ideales y realess, ecuación de estado de los gases ideales, volumetría gaseosa, determinación de la masa molar de acuerdo al método de densidad de vapor (Victor Meyer). 6.9.4. Fundamento teórico El método para la determinación de la masa molar de líquidos puros que pueden ser evaporados por completo sin descomposición se basa en la teoría de los gases ideales. La ecuación de estado para gases ideales está dada por: o

p= Presión V= volumen Vmol= volumen molar R= constante de l s gases T= temperatura absoluta N= número de moles

.

a

3

K-1 mol-1)

Con

M m= masa M= Masa molar

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La ecuación (1) da

M La ecuación (3) solamente es válida cuando el gas se comporta como un gas ideal que es el caso a temperaturas de más de 20 K por encima de su punto de ebullición. Para tener en cuenta el comportamiento de un gas real se debe usar la ecuación de estado para los gases reales de Van der Waals: (

)

La multiplicación y la simplificación de la ecuación (4) lleva a:

(

)

Donde a, b = Constantes de van der Waals con Vmol = V/n y n= m/M, la siguiente ecuación puede ser derivada:

(

)

Que tiene en cuenta el comportamiento de un gas real para la determinación de la masa molar. 6.9.5. Materiales y reactivos           

Medidor de temperatura Chaqueta de vidrio Jeringa de vidrio 100 mL Jeringa de 1 mL Aparato de calentamiento Regulador de potencia Base para la jeringa de vidrio Balanza de precisión Perlas de ebullición Metanol Di etileter

        

Varilla para soporte, l = 250 mm Pinza de ángulo recto Pinza universal Barra magnética, l = 200 mm, d = 10 mm Barra de agitación magnética, l = 30 mm Vaso de precipitados, 250 mL Embudo, d0 = 55 mm Tapas de goma Manguera, di = 7 y 2 mm

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6.9.6. Procedimiento

Figura 1. Montaje Experimental  Disponer del montaje experimental como se muestra en la figura 1.  Insertar la jeringa de gas de 100 mL en la chaqueta de vidrio (para información adicional ver el manual de instrucciones de la chaqueta de vidrio).  Presionar el embolo de la jeringa de vidrio limpia y seca hasta la graduación de 5 mL. Este pequeño volumen de aire debe estar confinado en la jeringa para hacer más fácil la inyección del líquido a analizar.  Cerrar el extremo del tubo capilar de la jeringa de vidrio que sobresale de la chaqueta de vidrio con un tapón de caucho de tal manera que la jeringa sea hermética y no permita el escape de gases.  La jeringa debe poderse halar lo suficiente en la chaqueta de vidrio de tal forma que el tapón de caucho quede directamente sobre la conexión de la chaqueta de vidrio para evitar una superficie fría en el tubo capilar.  Montar la chaqueta de vidrio en los soportes, llenarla con agua destilada hasta 1 cm por encima de la jeringa de gas y adicionar unas cuantas perlas de ebullición.  Conectar un pedazo de tubo de silicona a la conexión de tubular a través de la cual el agua que se expande durante el calentamiento puede drenarse al vaso de precipitados. Insertar los termómetros en las entradas de vidrio tubulares superiores.

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 Encender el aparato de calentamiento y ajustar el regulador de potencia de tal forma que el agua se lleva a ebullición de manera controlada. Cuando la temperatura haya alcanzado una temperatura constante, llevar a cabo las mediciones como se indica a continuación.  Dejar que caiga una pequeña cantidad de líquido a analizar (por ej. aprox. 0.12 mL de metanol o aprox. 0.3 mL de dietil éter) a la jeringa de inyección sin la presencia o formación de burbujas.  Limpiar la cánula en la parte externa con una toalla de papel y determinar el peso total de la jeringa junto con la cánula y la sustancia a analizar con una exactitud de 1 mg.  Registre el volumen exacto de aire contenido en la jeringa de gas. Ahora inyectar rápidamente el líquido a través del tapón de caucho. Asegurar que toda la sustancia haya sido inyectada en el cilindro de la jeringa de gas y que nada quede remanente en el tubo capilar.  Dejar que la jeringa de inyección se mantenga hasta que el volumen de vapor no cambie. Asegurar que la presión de equilibrio entre la jeringa y la atmósfera se haya alcanzado girando ligeramente el cilindro de la jeringa de vidrio; leer luego el volumen del líquido vaporizado.  Volver a pesar la jeringa vacía y calcular la masa de la sustancia.  Realizar de esta manera tres experimentos por cada uno de los dos líquidos a analizar. Después de cada medición, remover el tapón de caucho de la jeringa de gas y purgar varias veces la jeringa con aire presionando el émbolo hacia atrás y hacia adelante. 6.9.7. Disposición final de los residuos generados en la práctica: seguir las indicaciones dadas por el técnico del laboratorio. 6.9.8 Bibliografía Chemistry: Laboratory Experiments. Kinetic Theory.Determination of the molecular mass of a liquid, PHYWE Systeme GmbH & Co. KG: Göttingen, 2008.

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ANEXO 1. Laboratorio de Fisicoquímica Práctica N° 6.9 Determinación de la masa molecular de un líquido Grupo N°:_________ Nombre de los integrantes:

Líquido a evaluar: _____________________________Temperatura T: ________( Medición No. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Peso de la jeringa, (g)

Volumen, V (mL)

Peso de la jeringa, (g)

V

Liq

vaporizado(mL)

Masa de la sustancia (g)

Líquido a evaluar: _____________________________Temperatura T: ________( Medición No. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Peso de la jeringa, (g)

Volumen, V (mL)

Peso de la jeringa, (g)

V

Liq

vaporizado(mL)

)

)

Masa de la sustancia (g)

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APROBACIÓN Y LISTADO DE REVISIONES.

VERSIÓN 00

DESCRIPCIÓN Elaboración del Documento

FECHA 20/08/2011

RESPONSABLE ELABORÓ

REVISÓ

APROBÓ

Dr. Enrique Mejía Docente Escuela de Química Área de Fisicoquímica

Dr. Cristian Blanco T. Director Escuela de Química.

Martha C. Molina L. Profesional en Química. Laboratorio de Fisicoquímica

No. VERSIÓN

FECHA DE REVISIÓN

APROBÓ

PÁGINAS

MODIFICACIÓN REALIZADA

(D/M/A)

00

Dr. Cristian Blanco T.

8 Agosto de 2011

Creación del documento

01

Dr. Herminsul Cano.

29 Abril de 2013

Validación de las prácticas

02

Dr. Herminsul Cano

27 Nov de 2013

Inclusión de prácticas 5.7 y 5.8

FIN DEL DOCUMENTO