Lab. Quimicafisica - Copia

Docente:

Ing. JORGE SOLÓRZANO ARQUEROS

Asignatura:

LABORATORIO DE QUIMICA FISICA II

UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO

LABORATORIO QUIMICA FISICA II 2

PRÁCTICAS DE LABORATORIO DEL CURSO

DE QUÍMICA FÍSICA II

Contenido

1. Volumen Molar Parcial ..................................................................... 3

2. Temperatura Crítica de Solución .................................................... 15

3. Destilación Fraccionada.................................................................. 25

4. Diagrama de Equilibrio de Fases de un Sistema Líquido

Tricomponente ............................................................................... 34

5. Masa Molar de un Soluto No-Volatil .............................................. 41

6. Conductividad Elétrica.................................................................... 45

7. Número de Transferencia de un Ion ............................................... 54

8. Cinética de la Reacción de Descomposición del Peróxido de

Hidrógeno ...................................................................................... 60



PRÁCTICA N°1

“VOLUMEN MOLAR PARCIAL”

1. Objetivo

Determinar los volúmenes molares parciales de los constituyentes de una mezcla y

estudiar la variación de los mismos con la concentración. Se considera para el estudio

una solución binaria de solvente y soluto.

2. Fundamento Teórico

El volumen total “V” de una solución binaria en términos de los volúmenes molares

parciales , y números de moles , respectivamente para solvente y soluto,

se expresa:

(1.1)

(

)

(

)

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

, el cual se define:

(1.2)

en donde,

(1.3)

y,

(1.4)

Siendo y las masas molares de solvente y soluto. el volumen molar del

solvente puro, la densidad de la solución y la densidad del solvente puro.

Combinando (1.2), (1.3) y (1.4) obtenemos:

[

] (1.5)

Si la masa del solvente , (la molalidad).

Así:

[

] (1.6)



En la que “W” es el peso del picnómetro con solución, “Wa” peso del picnómetro con

solvente (H2O) y “W0” peso del picnómetro vacío.

La densidad de la solución se obtiene de

(1.7)

siendo “VP” el volumen del picnómetro, que se calcula aplicando

(1.8)

Donde “da” es la densidad del agua a la temperatura del experimento.

Una vez conocido se puede determinar (

)

, graficando vs m. En el

caso de electrolitos se encuentran que aumenta linealmente con √ es decir

√

(1.8)

aquí “ ” es el volumen molar aparente a dilución infinita y “A” una constante.

Al graficar vs √ , de la pendiente se obtiene (δ / δ √ )P, T, n = A. Derivando la

ecuación (1.9) con respecto a “m” a P, T y n1 constante, resulta

(

)

√ (1.10)

(

)

√ (

√ )

(1.11)

Por otro lado de la ecuación (1.2) se obtiene

(

)

(

)

1.12)

De la combinación de (1.6), (1.11) y (1.12) se obtiene , volumen molar parcial

del soluto. El volumen total “V” de la solución se determina también en base a la

ecuación (1.2) de la cual

(1.13)

De la ecuación (1.1)

(1.14)



Por último de la combinación de (1.12), (1.13) y (1.14) el volumen molar parcial del

solvente resulta definido en la forma

[

(

)

] (1.15)

3. Material y Equipo

Acetona, agua destilada y cloruro de sodio; espátula, matraces volumétricos de 100ml.

Papel filtro, picnómetro; pinzas para bureta, pipeta volumétricas de 50ml;

termómetro, etc.

4. Procedimiento

Se separan 100ml de una solución acuosa 3-2M de NaCl. Con esta solución madre se

preparan otras soluciones de 1.0, 0.9, 0.8, 0.6, 0.4, 0.2 molar.

Las densidades de las soluciones se determinan con un picnómetro, pudiendo usarse el

de Ostwald – Sprengel o el de Weld. Las mediciones de pesada deben realizarse

cuantitativamente. Se determina el volumen del picnómetro utilizando la densidad del

agua destilada y la diferencia de masa entre el picnómetro con agua y vacío (Wa - Wo).



5. Utilización de Datos, Cálculos y resultados

Tabular los datos detalladamente. Calcular la molalidad (m) de las soluciones a partir

de la molaridad (M) y la densidad (d) de las mismas.

(

) (

) (1.16)

En donde es la masa molar del soluto.

Calcular el volumen molar aparente de soluto usando la ecuación (1.6). Graficar

√ y determinar (

)

Calcular y usando las ecuaciones (1.12) y

(1.15).

CÁLCULOS

1. Datos de la Solución Madre

Tabla 1.1. Datos de Solución madre

Solución Madre WNaCl (g) Volumen (L) MNaCl (g/mL) Molaridad M

NaCl 117.5 1 58.44 2.011

2. Determinación de la densidad del H2O a temperatura ambiente

Tambiente (°C) = 28°C

(Datos de temperatura del H2O a 25°C y 30°C en tablas)

25 → 0.9970

28 → X

30 → 0.9956

Por lo tanto la densidad del agua a 28.1 °C es 0.99616 g/mL ( )



3. Determinación de la densidad de las soluciones

PICNÓMETRO #1

WPic. Vacío = 16.6315 g

WPic. Agua = 41.3623 g

Hallando Vp (Volumen del picnómetro) en la ecuación (1.8)

Reemplazando Vp en (1.7) para determinar la densidad de la Sol. 0.9 M

WPic. Sol. 0.9 M = 42.2250 g


WPic. Sol. 0.8M = 42.1745 g

PICNÓMETRO #2



Hallando Vp en la ecuación (1.8)


WPic. Sol. 0.4 M = 40.9128 g



PICNÓMETRO #3



Hallando Vp en la ecuación (1.8)


WPic. Sol. 0.2 M = 41.8007 g


WPic. Sol. 0.6M = 42.2185 g


WPic. Sol. 1.0M = 42.4026 g

Tabla 1.2. Datos Experimentales para la determinación de las densidades.

PICNÓMETRO WPic. Vacío

(g)

WPic. Agua

(g)

Vp (mL) Molaridad

(M)

WPic. Sol

(g)

dsolución

(g/mL)

N° 1

16.6315

41.3623

24.8251 0.9 42.2250 1.0310

0.8 42.1745 1.0289

N° 2

15.5449

40.5239

25.0743 0.4 40.9128 1.0117

N° 3

16.5038

41.5807

25.1726

0.2 41.8007 1.0049

0.6 42.2185 1.0215

1.0 42.4026 1.0288



4. Determinación de la molalidad (m) de las soluciones

Para la solución 0.2 M, aplicando la ecuación (1.16)

(

) (

)

Para la solución 0.4 M

(

) (

)


(

) (

)


(

) (

)


(

) (

)


(

) (

)

5. Determinación del volumen molar aparente , para las soluciones

Para la solución 0.2 M, aplicando la ecuación (1.6)

[

]


[

]




[

]


[

]


[

]


[

]

6. Graficamos versus √ y determinamos (

)

Muestra M M √

1 0.2 0.2014 15.00 0.4488

2 0.4 0.4047 19.74 0.6362

3 0.6 0.6083 16.34 0.7799

4 0.8 0.8145 17.63 0.9025

5 0.9 0.9199 19.85 0.9591

6 1.0 1.0305 25.94 1.0151

Tabla 1.3. Datos para la Gráfica 1.1. versus √



7. Aplicamos método de los mínimos cuadrados

Tabla 1.4. Datos necesarios para aplicar método de los mínimos cuadrados

N° x y x^2 x*y

1 0.4488 15 0.201421 6.732

2 0.6362 19.74 0.404750 12.558588

3 0.7799 16.34 0.608244 12.743566

4 0.9025 17.63 0.814506 15.911075

5 0.9591 19.85 0.919873 19.038135

6 1.0151 25.94 1.030428 26.331694

SUMATORIA 4.7416 114.5 3.979223 93.315058

Para la ecuación de la recta:

∑ ∑ ∑

∑ ∑

∑ ∑ ∑ ∑

∑ ∑

√

→ Según la gráfica: (

√ )

8. Calculando y usando las ecuaciones (1.12) y (1.15) respectivamente.

(

)

(

)

(1.12)

[

(

)

] (1.15)

Para calcular (

)

, usamos la ecuación (1.10) cuando

(

)

√



Determinando para cada mezcla.

o Para la solución 0.2 M, con

(

)

√

Reemplazando en (1.12)


(

)

√


(

)

√


(

)

√


(

)

√


(

)

√



Determinando para cada mezcla.

Si para cada caso y


(

)

Reemplazando en (1.15)

[ ]


(

)

[ ]


(

)

[ ]


(

)

[ ]


(

)

[ ]




(

)

[ ]

Tabla 1.5 Cuadro de resultados finales

6. Conclusiones

Con los datos obtenidos en la práctica podemos contrastar con la teoría, pues

la densidad del solvente puro siempre fue menor que la densidad de la solución

en cada muestra, esto debido a que cuando se mezclan el soluto con el

solvente el cual posee mayor densidad, la densidad aumenta cuando están

mezclados.

En el experimento se logró determinar los volúmenes molares parciales de los

constituyentes de la mezcla donde consideramos como solvente al H2O y como

soluto al NaCl. Para ello fue necesario graficar la molalidad y volumen molar

aparente, logrando así el objetivo.

El experimento se realizó con el manejo adecuado de los equipos y materiales,

sin embargo tuvimos algunas dificultades en la toma de datos al pesar tanto el

solvente puro como las soluciones. Dificultades que se reflejaron al momento

de hacer los cálculos respectivos para la obtención de los valores que se

requerían para lograr el objetivo.

Muestra M m d √

1 0.2 0.2014 1.0049 15.00 0.4488 17.7356 18.0588

2 0.4 0.4047 1.0117 19.74 0.6362 23.6378 18.0405

3 0.6 0.6083 1.0215 16.34 0.7799 21.0942 18.0166

4 0.8 0.8145 1.0289 17.63 0.9025 23.1313 17.9881

5 0.9 0.9199 1.0310 19.85 0.9591 25.6964 17.9719

6 1.0 1.0305 1.0288 25.94 1.0151 32.1279 17.9539



PRÁCTICA N°2

“TEMPERATURA CRÍTICA DE SOLUCIÓN”

1. Objetivo

Estudiar el equilibrio heterogéneo de dos líquidos. Determinar su curva de

solubilidad y aplicando la regla de las fases de Gibbs. Se considera para el estudio el

sistema Fenol – Agua.


Existen sistemas líquidos parcialmente miscibles cuya solubilidad es alterada

con la variación de la temperatura. Si se grafica la temperatura de solubilidad vs la

composición se obtiene una curva llamada curva de solubilidad o de equilibrio. Algunos

sistemas exhiben una temperatura máxima de solución (temperatura crítica de

solución), por ejemplo agua – anilina. Otros exhiben temperatura mínima de solución,

agua – trietilamina; otros máxima y mínima, agua – nicótica; y aun otros ni máxima ni

mínima.

El sistema Fenol – Agua presenta solubilidad mutua con una temperatura

máxima de solución. Si un par líquido con temperatura crítica de solución alto se

encuentra a una temperatura inferior a esta y si existen 2 fases independientes de las

cantidades de las 2 fases existentes.

Una mayor interpretación del comportamiento de estos sistemas bajo ciertas

condiciones se consigue graficando la temperatura vs la composición.

3. Material y equipo

Agua y fenol (80%), tubos de ensayo pequeños con sus respectivos tapones de corcho;

rejilla con asbesto, trípode, mechero, u otro equipo de calentamiento para baño maría;

termómetro de 0°C a 110°C, bureta y vasos de 250ml.

4. Procedimiento

Se prepara una solución acuosa de fenol al 80%, añadiendo 125ml de agua a 500g de

fenol tipo reactivo; se agita hasta la obtención de una solución homogénea.

De la solución madre se vierte a través de una bureta a 10 tubos de ensayo, volúmenes

de 10, 9, 8, 7, 6, 5, 4, 3, 2 y 1,25ml; anteriores 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, y 8,75ml de agua

destilada. Obteniéndose así un intervalo de concentración de fenol de 10 a 80%.

Cada tubo de ensayo con tapón, insertamos un termómetro de 110°C dentro de él, y

luego lo ponemos a baño maría. Se calienta lentamente el agua, agitando



constantemente tubo siempre dentro del baño maría. Cuando el líquido turbio se

aclara se anota la temperatura. Se omite el calentamiento manteniendo el tubo dentro

del baño, cuando reaparezca la turbidez se anota nuevamente la temperatura que

marca el termómetro. Como temperatura de miscibilidad se considera el promedio de

las 2 temperaturas, para cada tubo en particular. No calentar las mezclas a

temperaturas mayores a 75°C ya que pueden descomponerse.

5. Utilización de Datos, Cálculos y Resultados

Tabular los datos detalladamente. Trazar 2 gráficas de temperatura – composición, una

de temperatura vs porcentaje en peso, y otra de temperatura vs fracción molar.

Indicar las áreas (o porciones) que representan una fase y dos fases. De las gráficas

determinar la temperatura crítica de solución y comparar el valor con el dado en la

bibliografía. Determinar la concentración y temperatura crítica de solución usando una

extensión de la ley del diámetro rectilíneo, obteniendo la media aritmética de cada

línea de unión entre 2 fases en equilibrio, a las temperaturas de 30, 40, 50 y 60 ;

trazar una línea recta uniendo las medias aritméticas. La concentración crítica de

solución lo dará el punto de unión de línea de medias aritméticas y la línea

correspondiente a la temperatura crítica.

CÁLCULOS

1. Determinación de la densidad del H2O a temperatura ambiente

Tambiente (°C) = 28,7°C

25 → 0.9970

28.7 → X

30 → 0.9956



Por lo tanto la densidad del agua a 28.7 °C es 0.9960 g/mL ( )

2. Datos de las mezclas binarias

Tabla 2.1. Volumen de las mezclas binarias y sus temperaturas de solubilidad.

N°

mezcla

Volumen (mL) Temperatura Solubilidad, °C

Sol. Madre Agua T1 T2 TPROM

1 10 0 28.5 13.5 13.5

2 9 1 44 45 44.5

3 8 2 59 58 58.5

4 7 3 64 62 63

5 6 4 26 50 38

6 5 5 71 70 70.5

7 4 6 76 74 75

8 3 7 61 65 63

9 2 8 52 45 50.5

10 1.25 8.75 30 30 30

3. Determinando el %peso y % molar del fenol en cada mezcla

Datos necesarios para el cálculo de porcentaje molar y en peso de cada

muestra

Para la mezcla N° 1

(

)



(

)


(

)

(

)


(

)



(

)


(

)

(

)


(

)

(

)




(

)

(

)


(

)

(

)




(

)

(

)


(

)

(

)


(

)



(

)

Tabla 2.2. Porcentaje en peso del fenol y Porcentaje fracción molar

N°

mezcla

Volumen (mL) Peso (g) %peso

(fenol)

%molar

(fenol) Sol. Madre Agua Fenol puro Agua total

1 10 0 8.3040 2.0760 80 43.37

2 9 1 7.4736 2.8644 72.29 33.32

3 8 2 6.6432 3.6528 64.52 25.83

4 7 3 5.8128 4.4412 56.69 20.04

5 6 4 4.9824 5.2296 48.79 15.43

6 5 5 4.1520 6.0180 40.83 11.67

7 4 6 3.3216 6.8064 32.80 8.55

8 3 7 2.4912 7.5948 24.70 5.91

9 2 8 1.6608 8.3832 16.54 3.65

10 1.25 8.75 1.0380 8.9745 10.37 2.17



4. Graficando temperatura de solubilidad versus el %peso y % molar del fenol.

Tabla 2.3. Datos para la gráfica temperatura de solubilidad Vs %peso del fenol.

Tsolubilidad %peso

13.5 80

44.5 72.29

58.5 64.52

63 56.69

38 48.79

70.5 40.83

75 32.8

63 24.7

50.5 16.54

30 10.37

Ver Gráfica 2.1

Tabla 2.3. Datos para la gráfica temperatura de solubilidad Vs %molar del fenol.

TSolubilidad %molar

13.5 43.37

44.5 33.32

58.5 25.83

63 20.04

38 15.43

70.5 11.67

75 8.55

63 5.91

50.5 3.65

30 2.17

Ver Gráfica 2.2



Cálculo del porcentaje de error

Temperatura crítica del solución experimental

Toexp = 70.5 °C

Temperatura crítica teórica

Toteórica = 66 oC

5. Conclusiones

En la práctica se trabajó con una solución de fenol en las gráficas obtenidas

se pueden distinguir las dos fases de la solución .es decir las sustancias se

encuentran separadas en una solución no homogénea.

Debajo de la curva se encuentra en 2 fases (fenol-agua),va incrementando

la solubilidad a medida que se eleva la temperatura y fuera de la curva la

composición de las 2 capas se hacen idénticas, y de aquí que los 2 líquidos

son completamente miscibles en todas sus proporciones, formándose una

sola fase.

Al comparar la temperatura critica experimental con la teórica se observó

que el porcentaje de error es un poco alto (6.82 %) lo cual quiere decir que

el experimento se realizó en forma no muy adecuada por lo cual se dice que

se tuvo errores como de la medición de la sustancia (fenol) y del agua, al

calentar los tubos de ensayo y además al tener la solución totalmente

transparente este tardo para que la solución quedara turbia.



PRÁCTICA N° 3

“DESTILACIÓN FRACCIONADA” 1. Objetivo

Estudiar la separación de una mezcla líquida binaria por destilación fraccionada a

reflujo total, usando mediciones del índice de refracción para determinar la

composición del destilado y residuo.


La destilación fraccionada ha permitido enormes adelantos en las operaciones de

separación de materiales por destilación tales como en la refinación de petróleo y en la

concentración de isótopos, y por consiguiente, un progreso notable en el diseño de

equipo para estos fines.

La separación de dos líquidos por simple vaporización y condensación no es efectiva,

excepto cuando sus respectivos puntos de ebullición difieren ampliamente. Una mejor

separación se consigue a base de una serie de destilaciones simples, lo cual sin

embargo, es laborioso. Se obtiene el mismo resultado usando una columna de

fraccionamiento, dentro de la cual asciende vapor poniéndose en contacto con parte

del condensado que desciende dentro de la misma. Los componentes menos volátiles

se condensan de los vapores ascendentes y los más volátiles de vaporizan de la fase

líquida descendente, por lo que la destilación a través de la columna es equivalente a

varias destilaciones simples sucesivas. La separación es mejor, si la mejor parte de

vapor condensado en la parte superior de la columna regresa como reflujo. La razón de

reflujo se define como la razón de líquido que regresa a la columna a la cantidad de

líquido separado como destilado. La temperatura será más baja en la parte superior,

donde se concentra el componente más volátil, que en la parte inferior, donde se

encuentra en mayor proporción el componente menos volátil.

Si se usan columnas empaquetadas, se consiguen mejor contacto de las fases líquido –

vapor, pero el empaquetamiento no debe retener una fracción grande del lote que se

destila ya que disminuye el grado de separación.

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

teóricos. El plato teórico se define como una sección hipotética de columna que

produce separación tal de componentes que el vapor que sale por la parte superior de

la sección tiene la composición de vapor que está en equilibrio con el líquido que cae

por el fondo de la sección. Una columna formada por un simple tubo de 1cm de

diámetro y un metro de alto podría ser equivalente sólo a un plato teórico, mientras

que el mismo tubo relleno de empaquetamiento adecuado puede equivaler a 20 o más



platos teóricos. El número de platos teóricos aumenta al disminuir la relación de

reflujo.

Para determinar el número de platos teóricos debe disponerse de datos de equilibrio

líquido (L) – vapor (V) de las substancias consideradas para trazar gráficas como la de la

Fig. 5.1 para el sistema CCl4 – C6H6 ; o contar con datos de temperatura (Tb) vs

composición, para trazado de una gráfica tal como la de la Fig. 5.2, y en base a la cual

se obtiene los datos de la composición de equilibrio líquido – vapor.

Fig. 5.1 Gráfica líquido – vapor para el sistema CCl4 – C6H6, para determinar el

número de platos teóricos.

En la Fig. 5.1., cada línea vertical representa una etapa de destilación ideal, su

intersección con la línea superior determina la composición del vapor en equilibrio con

el líquido, indicado por la intersección de la línea vertical con la línea inferior. Cada

línea horizontal muestra una condensación completa de todo el vapor para dar un

líquido de la misma composición. El número de platos teóricos es igual al número de

escalones verticales – 1. La superficie líquido – vapor en el matraz de destilación

equivale a un plato teórico. El número de platos teóricos puede variar un poco con la

velocidad de entrada del vapor en el fondo de la columna y la velocidad de regreso del

líquido.



Fig. 5.2. Diagrama temperatura - composición para un sistema líquido binario

completamente soluble en la fase líquida.


Sistemas líquidos: CCl4 – C6H6, CCl4 – C6H5CH3, etc.; columna Vigreux, columnas

empaquetadas (empaquetamiento: conos dobles, salidas de acero inoxidable, hélices

de vidrio o bolitas de vidrio), cabeza de destilación con refrigerante de dedo y

termómetro, manta de calentamiento con tela de vidrio y autotransformador variable;

probeta graduada de 100 ml, tubos de ensayo pequeños y corchos; refractómetro,

soportes, pinzas, mangueras, etc.



4. Procedimiento experimental

Se mezclan 10 ml de CCl4 con 40 ml de C6H6 (ó 20 ml de CCl4 con 30 ml de

C6H5CH3) en el matraz de destilación, el cual, se calienta con manta de calentamiento

controlada con autotransformador variable. El líquido debe hervir vigorosamente

hasta que se produzca condensación en la parte superior de la columna. En caso de

que ésta sea inundada, se debe disminuir el calentamiento. El refrigerante se instala en

una posición tal que todo el condensado regrese a la columna.

Después de establecerse el equilibrio, tomar las lecturas de temperatura en el

termómetro cuando éstas sean constantes. Separar muestras de destilado y residuo.

Para la colección del destilado, el refrigerante debe estar instalado en una posición tal

que permita que el destilado gotee a una probeta graduada. Desechar las tres

primeras gotas, y recolectar una muestra de un milímetro para su análisis respectivo

en un refractómetro (Abbe por ejm.) por el brazo lateral del matraz de destilación

separar con una pipeta 1 ml de líquido y guardarlo para su análisis en el refractómetro

(dependiendo de las circunstancias previamente puede quitarse el calentamiento). La

eficiencia de la columna determinada en base a estas dos muestras corresponde a la

eficiencia de la columna a reflujo total.

Se puede repetir el procedimiento con la columna empaquetada para

fraccionamiento, la cual requiere mayor tiempo para alcanzar el equilibrio pero se

obtiene mayor eficiencia de separación. O puede usarse también una columna de

platos de burbujeo. Si se usa la columna empaquetada, la columna y matraz de

destilación se evacúan y secan, y se introducen 30 ml de cloroformo y 30 ml de

benceno. El condensado de reflujo se ajusta para razón de reflujo 5:1 a 10:1, según se

ha calculado de las velocidades de goteo del refrigerante a reflujo y del tubo de

destilación. El destilado se colecta en una probeta. Después de cada 3 ml de destilado

se toma una muestra de 1 ml en una botellita provista de tapón, y posteriormente a

estas muestras se les mide el índice de refracción. Se debe llevar un registro del

volumen total de líquido destilado y de la lectura del termómetro al tiempo de tomar

cada muestra. También se anota el volumen total final del destilado.


Tabular los datos detalladamente. Los índices de refracción del benceno, tetracloruro

de metilo y de mezclas de los 2 vs %molar de tetracloruro de metilo, se grafica en

papel coordenado. Con la curva obtenida determinar la composición de una mezcla

líquida desconocida por interpolación del índice de refracción. En esta forma se

determinan las composiciones del destilado y residuo. Con datos de composición L – V

o en base a datos de temperatura (de ebullición) – composición, trazar la curva de

equilibrio.



Fijar los puntos representativos del destilado y residuo, y proceder a la determinación

del número de paltos teóricos tal como se ha explicado en la sección teórica.

CÁLCULOS

Para los cálculos posteriores usaremos:

A: agua (18g/mol) densidad 0,9852 g/mL

B: metanol (32g/mol) densidad 0,788 g/mL

Tabla 3.1. Datos experimentales, fracción molar e índice de refracción.

Mezcla d(g/ml) W(g) Moles (mol) Fracción Molar

I.R N° V(ml)

A B A B A B A B A B

1 5 0 0.9852 0.7880 4.9260 0 0.2737 0 1 0 1.3332

2 4 1 0.9852 0.7880 3.9408 0.7880 0.2189 0.0246 0.8989 0.1011 1.3320

3 3 2 0.9852 0.7880 2.9556 1.5760 0.1642 0.0493 0.7693 0.2307 1.3310

4 2 3 0.9852 0.7880 1.9704 2.3640 0.1095 0.0739 0.5971 0.4029 1.3295

5 1 4 0.9852 0.7880 0.9852 3.1520 0.0547 0.0985 0.3572 0.6428 1.3280

6 0 5 0.9852 0.7880 0 3.9400 0 0.1231 0 1 1.3260

7 3.5 1.5 0.9852 0.7880 3.4482 1.1820 0.1916 0.0369 0.8384 0.1616 1.3315

8 2.5 2.5 0.9852 0.7880 2.463 1.9700 0.1368 0.0616 0.6897 0.3103 1.3300

9 1.5 3.5 0.9852 0.7880 1.4778 2.7580 0.0821 0.0862 0.4879 0.5121 1.3290

10 0.5 4.5 0.9852 0.7880 0.4926 3.5460 0.0274 0.1108 0.1981 0.8019 1.3270

Los datos obtenidos en la tabla se determinaron de la siguiente manera para la mezcla 1

Peso de A

Peso de B

Número de moles de A

Número de moles de B

Fracción molar de A



Fracción molar de B

Como el compuesto más volátil es el metanol, entonces, hacemos una gráfica Fracción

molar de metanol Vs Índice de Refracción de la mezcla para hallar las fracciones

molares que más adelante usaremos para hallar el número de platos teóricos.

Tabla 3.2 Datos de la gráfica fracción molar Vs índice de refracción

N° Frac. Molar del

metanol

IR

1 0 1.3332

2 0.1011 1.3320

3 0.2307 1.3310

4 0.4029 1.3295

5 0.6428 1.3280

6 1 1.3260

7 0.1616 1.3315

8 0.3103 1.3300

9 0.5121 1.3290

10 0.8019 1.3270

Destilado XD 1.3270

Residuo XR 1.3330

Graficando los datos tabulados de las mezclas (1-10)

Ver Gráfica 3.1

Obtenemos la fracción molar para el residuo y el destilado

XD = 0.02

XR = 0.82

Hallando la presión del metanol en vapor puro

De la bibliografía de YAWS tenemos:



SUSTANCIA CONSTANTES

METANOL

AGUA

A 45.6171 29.8605

B -3.2447x103 -3.1522x103

C -1.3988x101 -7.3037

D 6.6365x10-3 2.4247x10-9

E -1.0507x10-13 1.809x10-6

Temperatura mínima 175.47 273.46

Temperatura máxima 512.58 647.13

Tabla 3.3 Presiones de vapor del agua y del metanol

Con los datos de la Tabla 3.3. Reemplazados en la formula obtenemos los siguientes

resultados para temperaturas de 65 a 100 °C.

Temperatura

(°C)

Temperatura

(K)

Presión de vapor para el

agua

Presión de vapor para

el metanol

65 338 186.50 769.21

70 343 232.39 933.17

75 348 287.47 1124.97

80 353 353.18 1348.12

85 358 431.05 1606.36

90 363 522.80 1903.74

95 368 630.29 2244.57

100 373 755.54 2633.44

Tabla 3.4 Presiones de vapor a 65 - 100 °C para el agua y el metano

Con los datos de la tabla 3.4 Calculamos fracción molar en el líquido del metanol

Calculando fracción molar de vapor del metanol



Luego de realizar los cálculos para el metanol encontramos los siguientes resultados.

Tabla 4.3. Fracciones molares del metanol en el líquido y en el vapor.

Fracción molar en el líquido del metanol X2

Fracción molar de vapor del metanol Y2

0.9842 0.9961

0.7529 0.9245

0.5642 0.8351

0.4089 0.6053

0.2799 0.5916

0.1718 0.4303

0.0803 0.2372

0.0024 0.0083

Con la Tabla 4.3 Graficamos la Curva de equilibrio para la determinación del

número de platos a reflujo total.

Ver Gráfica 3.2

El número de platos teóricos obtenidos en la gráfica = 4

Se consideró trazar la Gráfica 3.3. Diagrama Temperatura-Composición para

un sistema líquido binario completamente soluble en fase líquida.

Temperatura (°C) Fracción molar en el líquido del metanol X2

Fracción molar de vapor del metanol Y2

65 0.9842 0.9961

70 0.7529 0.9245

75 0.5642 0.8351

80 0.4089 0.6053

85 0.2799 0.5916

90 0.1718 0.4303

95 0.0803 0.2372

100 0.0024 0.0083

(Ver Gráfica 3.3)



De la Gráfica 3.3 se observa

La temperatura de ebullición del agua = 100°C

La temperatura de ebullición del fenol = 66°C

6. Conclusiones

Se graficó correctamente el diagrama temperatura – composición para

un sistema binario completamente soluble en la fase líquida.

De la gráfica líquido – vapor para el sistema metanol – agua se

determinó el número de platos teóricos.

Finalmente se logró el objetivo de la práctica y como se pudo observar

en la columna de destilación fraccionada hay varias etapas (platos), en

las cuales se realiza un intercambio de masa, liquido – vapor y así el

líquido a destilar salga más puro, con este fundamento fue posible

estudiar la separación de la mezcla binaria por destilación fraccionada a

reflujo total y además determinar la composición del destilado y del

residuo.



PRÁCTICA N° 4

“DIAGRAMA DE EQUILIBRIO DE FASES DE UN SISTEMA LÍQUIDO

TRICOMPONENTE”

1. Objetivo

Trazar un diagrama de equilibrio de fases para un sistema líquido ternario con 2

componentes originalmente inmiscibles, en base a mediciones experimentales de

solubilidad y equilibrio, analizando el diagrama resultante con aplicación de la regla de

las fases de Gibbs. Estos diagramas se usan principalmente en los cálculos de los

procesos de extracción con solvente.

Para este estudio se considera el sistema Benceno – Ácido Acético – Agua, con los

componentes inmiscibles benceno y agua, a presión y temperatura ambiente.


A presión y temperatura constante, las composiciones de mezclas líquidas ternarias

pueden representarse en un diagrama coordenado triangular trazado en 2

dimensiones, usándose para tal fin un triángulo equilátero. Cada lado del triángulo

representa la composición de 2 componentes, cada vértice un componente puro y un

punto dentro del triángulo una mezcla ternaria. Si además de la composición se

involucra otra variable, por ejemplo la temperatura; para determinación del diagrama

de equilibrio la fase se requerirá de una tercera dimensión, resultando una figura en el

espacio.

Si a mezclas binarias de líquidos inmiscibles o parcialmente miscibles, se adiciona un

tercer líquido soluble en cada uno de estos, se obtiene un tercer líquido soluble en

cada uno de estos, se obtienen mezclas ternarias formando una sola fase o separables

en 2 fases (o capas), dependiendo de las concentraciones. Los puntos representativos

de las composiciones de las mezclas ternarias comenzando a formar una sola fase,

dentro del triángulo equilátero, determinan una curva llamada “curva de solubilidad” o

de equilibrio.



Fig.3.1 Diagrama de equilibrio de fases para un sistema liquido ternario con dos

componentes inmiscibles A y B.

Fig. 3.2 Diagrama de Equilibrio de Fases para un sistema líquido ternario con 2

componentes parcialmente miscibles A y B.

Esta curva puede pasar por 2 vértices del triángulo cuando dos de los

componentes son inmiscibles inicialmente, caso C6H6 – H2O en el sistema C6H6 – H2O –

CH3COOH, Fig. (3.1); o puede interceptar a un lado del triángulo cuando dos de los

componentes son parcialmente miscible como H2O y CHCl3 en el sistema CHCl3 – HAc –

H2O. Fig. 3.2.



Todo punto afuera de la curva representa un sistema ternario completamente

miscible (una sola fase), y un punto por debajo de la curva un sistema separable en 2

fases. La línea que une dos puntos de la curva tal como a y b en la Fig. 3.1, se

denomina línea de unión o de reparto, que no es necesariamente paralela a la base o

paralela a otra u otras líneas de unión. Se pueden preparar varias mezclas líquidas

ternarias separables en 2 capas y obtener varias líneas de reparto, como cd, ef y gh en

la Fig. 3.1; las composiciones de las capas respectivas dependen de las composiciones

de las mezclas ternarias originales. A medida que se añada el componente miscible (al

sistema binario inmiscible o parcialmente miscible) las composiciones de las dos capas

conjugadas se tornan más semejantes una de otra, hasta que se obtiene una sola fase

o capa. El punto representativo de la composición de esta fase única se denomina

punto crítico o de dobles.

Las mezclas ternarias de C6H6 – HAc – H2O forman sistemas de una sola fase a

determinados intervalos de concentración y sistemas de dos fases generalmente

concentraciones bajas de ácido acético (3). Los componentes C6H6 – H2O son

inmiscibles originalmente, y el HAc es completamente miscible tanto en C6H6 como en

H2O, y a temperatura constante se obtiene un diagrama de fases semejantes al

mostrado en la Fig. 3.1.


Ácido acético glacial, benceno puro, agua destilada, soluciones diluidas de hidróxido de

sodio 0,5N, 0,01N y 0,001N; y fenolftaleína. Frascos de vidrio de aproximadamente

125ml con tapón de vidrio esmerilado, bureta de 50ml, embudos de decantación,

pipetas de 5ml y bombilla. Equipo de agitación magnética, soportes y pinzas. Papel

coordenado triangular.

4. Procedimiento Experimental

a. DETERMINACIÓN DE LA CURVA DE SOLUBILIDAD Preparar mezclas de benceno y agua (en cantidades adecuadas), con los siguientes

porcentajes en peso de benceno: 10, 20, 30, 40, 50, 60, 70, 80 y 90 %; en los frascos de

tazón de vidrio esmerilado. Cada mezcla binaria se agita vigorosamente por medio de

la agitación magnética, hasta la aparición de una dispersión turbia y se titula después

con HAc glacial hasta un punto de muy débil turbidez; anotar el gasto de HAc glacial,

seguir titulando hasta la formación de una sola fase nítida y nuevamente anotar el

gasto de HAc; considerar como gasto de HAc el promedio aritmético de estos dos

gastos. En base a este dato, determinar la composición de cada mezcla ternaria (en

porcentaje en peso o fracción molar) para el trazado de la curva de solubilidad.



b. DETERMINACIÓN DE LAS LÍNEAS DE REPARTO

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

Adicionar cada mezcla a un embudo de decantación, agitar vigorosamente y dejarlo

reposar para permitir la formación de 2 capas. Separar una cantidad adecuada de cada

capa (dependiendo de la cantidad de mezcla original), pesarla y titularla con solución

diluida de NaOH, usando solución de NaOH de mayor dilución para la capa bencénica;

utilizar como indicador fenolftaleína. Determinar el contenido de HAc en cada capa en

porcentaje en peso o en fracción molar, para su representación en la porción

correspondiente de la curva de solubilidad.


Tabular los datos detalladamente para facilitar los cálculos. Usar las leyes del triángulo

equilátero para la fijación de los puntos representativos de las composiciones de las

mezclas ternarias, dentro del mismo. Con las composiciones de las mezclas ternarias

de una sola fase (%en peso generalmente), trazar la curva de solubilidad dentro del

triángulo equilátero previamente trazado en papel coordenado triangular.

Representar los porcentajes en peso de HAc de las capas acuosa y bencénica en las

porciones respectivas de la curva de solubilidad y trazar las líneas de reparto uniendo

las parejas de puntos con una línea recta. Estas deben pasar por los puntos

representativos de las composiciones globales de las mezclas ternarias originales.

Determinar el punto crítico para este sistema ternario. Hacer una discusión del

diagrama de equilibrio de fases resultante, aplicando la Regla de las Fases de Gibbs en

cada región del diagrama.

CÁLCULOS

1. Datos de las soluciones Sistema: CHCl3 – CH3COOH – H2O

Tabla 4.1.Propiedades fisicoquímicas de las sustancias a utilizar.

M (g/mol) 𝜌 (g/mL)

A CHCl3 119.4 1.48 B H2O 18.00 0.9897 C CH3COOH (HAc) 60.05 1.049

%Vol

MEZCLA CLOROFORMO AGUA ACIDO ACETICO TOTAL

1 4.5 4.5 1 10

2 4.5 3.5 2 10

3 4.5 2.5 3 10

4 4.5 1.5 4 10



2. Determinación de la curva de solubilidad

Tabla 4.2. Datos experimentales Volumen de mezclas binarias y HAc.

N° V(ml) ml de HAc gastado al punto de solubilidad A B total

1 0.3 9.7 10 5.0

2 0.4 9.6 10 6.6

3 0.5 9.5 10 7.9

4 1 9 10 10.5

5 2 8 10 11.0

6 3 7 10 11.3

7 4 6 10 11.8

8 5 5 10 12.1

9 6 4 10 10.8

10 7 3 10 10.5

11 8 2 10 7.8

12 9 1 10 7.1

13 9.3 0.7 10 5.3

14 9.5 0.5 10 5.0

15 9.6 0.4 10 4.4

La siguiente tabla se obtiene a partir de los ml de las mezclas binarias (A y B), ml de HAc gastado al punto de solubilidad (C) y las densidades de A, B y C.

Tabla 4.3. Peso en gramos y Porcentaje e peso de las soluciones.

PESO (gramos) % peso

A B C TOTAL %A %B %C %TOTAL

0.4440 9.6001 5.2450 15.2891 2.9 62.8 34.3 100

0.5920 9.5011 6.9234 17.0165 3.5 55.8 40.7 100

0.7400 9.4022 8.2871 18.4293 4.0 51.0 45.0 100

1.4800 8.9073 11.015 21.4023 6.9 41.6 51.5 100

2.9600 7.9176 11.539 22.4166 13.2 35.3 51.5 100

4.4400 6.9279 11.854 23.2219 19.1 29.8 51.0 100

5.9200 5.9382 12.378 24.2362 24.4 24.5 51.1 100

7.4000 4.9485 12.693 25.0415 29.6 19.8 50.7 100

8.8800 3.9588 11.329 24.1678 36.7 16.4 46.9 100

10.360 2.9691 11.015 24.3441 42.6 12.2 45.2 100

11.840 1.9794 8.182 22.0014 53.8 9.0 37.2 100

13.320 0.9897 7.448 21.7577 61.2 4.5 34.2 100

13.764 0.6928 5.560 20.0168 68.8 3.5 27.8 100

14.060 0.4949 5.245 19.7999 71.0 2.5 26.5 100

14.208 0.3959 4.616 19.2199 73.9 2.1 24.0 100



3. Determinación de las líneas de reparto

Datos experimentales

Preparamos mezclas ternarias de Cloroformo, ácido acético, agua, 10 mL, cada una con las siguientes composiciones de volumen

Tabla 4.4. Volumen de mezclas ternarias.

N° Mezclas ternarias (mL)

A B C TOTAL

L-1 4.5 4.5 1 10

L-2 4.5 3.5 2 10

L-3 4.5 2.5 3 10

L-4 4.5 1.5 4 10

Tabla 4.5. Peso en gramos y porcentaje en peso de las líneas de reparto.

4. Determinando el Peso de HAc en el volumen de capa considerado y el %peso

de HAc en cada capa

Se dedujo que, del siguiente calculo

estequeométrico:

Para hallar el porcentaje en peso de HAc de la capa acuosa en la línea de reparto, se

tomó el siguiente paso:

Para L - 1

PESO (gramos) % peso

A B C TOTAL %A %B %C %TOTAL

6.6600 4.4537 1.0490 12.163 54.8 36.6 8.6 100

6.6600 3.4640 2.0980 12.222 54.5 28.3 17.2 100

6.6600 2.4743 3.1470 12.281 54.2 20.1 25.6 100

6.6600 1.4846 4.1960 12.341 54.0 12.0 34.0 100



Para hallar el porcentaje en peso de HAc de la capa clorofórmica en la línea de reparto,

se tomó el siguiente paso:

Para L - 1

Para las líneas 2, 3 y 4 realizamos el mismo procedimiento

Tabla 4.6. Porcentaje en peso de HAc en la capa acuosa y clorofórmica.

V(ml) W (g) Gasto NaOH (0.5N)

WHAc(g) %W (HAc)

L-1

CA 3 2.8911 17.3 0.5194 17.9

CC 3 4.0262 2.10 0.0631 1.6

L-2

CA 3 2.9253 33.7 1.0118 34.6

CC 3 4.0236 8.80 0.2642 6.6

L-3

CA 3 3.0399 51.1 1.5343 50.5

CC 3 3.7813 21.4 0.6425 16.9

L-4

CA 2.9 3.0921 59.3 1.7805 57.6

CC 3 3.7167 32.4 0.9728 26.2

6. Conclusiones

Se pudo determinar satisfactoriamente la curva de solubilidad en el sistema

líquido tricomponente. También se pudo determinar sus respectivas líneas de

reparto (L-1, L-2, L-3, L-4). Hallamos también el punto crítico para este sistema

ternario graficando los datos obtenidos de los cálculos experimentales.



PRÁCTICA N° 5

“DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR DE UN SOLUTO NO-

VOLATIL”

1. Objetivo

Determinar la masa molar de un soluto no – volátil en base a mediciones

experimentales de la elevación del punto de ebullición del solvente en solución de este

soluto, usando el termómetro diferencial Beckman.


En soluciones de solutos no – volátiles, la presencia de soluto aumenta el punto de

ebullición del solvente; este incremento o ascenso ebulloscópico se determina por

la ecuación:

[

] (6.1)

Donde “R” es la constate de los gases, “To” la temperatura normal de ebullición del

solvente puro. “ ” y “ ” el calor molar de vaporización y número de moles de

solvente respectivamente, y “m” la molalidad de la solución. El término entre

corchetes es función de la naturaleza del solvente y se le denomina constante

ebulloscópica del solvente, Ke; y así la ecuación (6.1) se puede escribir en la forma:

(6.2)

La molalidad se da por:

(6.3)

En la que y son la masa y la masa molar del soluto respectivamente, y la

masa del solvente (líquido).

De la combinación de (6.2) y (6.3):

(6.4)



La ecuación (6.4) es la expresión matemática para la determinación de la masa molar

del soluto “ ”, midiendo experimentalmente la elevación del punto de ebullición del

solvente “ ”, causada por la disolución de gramos soluto en gramos de

solvente.


Solventes líquidos como benceno, acetona, etc.; soluto que en ese caso fue urea.

Aparato para ascenso ebulloscópico de Cottrell–Chopin con cámara de ebullición y

otros accesorios; refrigerante, termómetro diferencial Beckman, lupa, micromechero,

rejilla y gas propano; podría usarse como equipo y medio de calentamiento lámpara de

rayos infrarrojos y manta de calentamiento que funciona con electricidad. Prensa para

comprimidos, soportes, pinzas, etc.


Calibrar el termómetro Beckman de tal manera que el nivel de hg se sitúe

aproximadamente en la mitad inferior de la escala del termómetro a ebullición normal

del solvente puro. Las cantidades de solvente y soluto se fijan de tal forma que se

obtenga una solución diluida. Para el presente experimento se eligen como solvente y

soluto urea y paranitrotolueno (p-nitrotolueno), respectivamente. a la cámara de

ebullición conteniendo previamente trocitos de porcelana porosa para regular la

ebullición, se vierten 25 ml de urea; se conecta el termómetro Beckman al aparato de

cottrell-chopin, se provee de una refrigeración adecuada con agua al sistema, y se le

suministra calentamiento a la cámara de ebullición con llama de micromechero en otro

dispositivo. Proceder ahora a la toma de lecturas de nivel de hg en la escala del

termómetro cada 30 segundos (mínimo 4), cuando la ebullición es suave, la cual se

obtiene por percolación regular del líquido sobre el bulbo del termómetro. Interrumpir

el calentamiento, separar momentáneamente el termómetro Beckman, e introducir en

la cámara de ebullición 0.30 gr de p-nitrotolueno; suministrar nuevamente el

calentamiento y anotar las lecturas del punto de ebullición de la solución en forma

análoga a las del solvente puro.

Las fluctuaciones de temperatura que pudieran producirse podrían deberse a pérdidas

de vapor de disolvente o cuando el bulbo no está bien cubierto por porciones del

percolador. Se deben controlar la presión barométrica y la temperatura ambiente; el

punto de ebullición es sensible a las variaciones de la presión atmosférica si la

determinación se efectúa por un periodo largo de tiempo. Algunos solutos se asocian

en urea a moléculas dobles.

5. Utilización de datos, cálculos y resultados



Tabular los datos detalladamente. remplazar los valores de las masas de solvente y

soluto, valor promedio y corregido del ascenso ebulloscópico del solvente proveniente

de la medición experimental, y el valor de la constante ebulloscópico corregida, en la

ecuación (6.4); para determinar la masa molar de soluto m2. Comparar este resultado

con el valor dado en la bibliografía, calculando el porcentaje de error. La corrección de

la constante ebulloscópico del solvente puede hacerse según los datos que se indican

(3).

CÁLCULOS

1. Datos considerados en la práctica.

Tabla 1.1. Datos considerados para el solvente y soluto.

Sustancia (g/mol) Ke (°C)

SOLVENTE Agua (H2O) 18.01 0.52

SOLUTO Urea (CH4N2O) 60.06 -

2. Determinación de la densidad del H2O a temperatura ambiente.

Tambiente (°C) = 27°C

(Datos de temperatura del H2O a 25°C y 30°C en tablas)

25 → 0.9970 28 → X 30 → 0.9956

Por lo tanto la densidad del agua a 27 °C es 0.99644 g/mL ( )

3. Determinando el ascenso ebulloscópico teórico por la fórmula (6.2).

Calculando masa teórica del solvente (Agua).

Si:

𝜌

𝜌 (

)

(

)



Calculando la molalidad de la solución con la ecuación (6.3)

Calculando ascenso ebulloscópico teórico

Si la constante ebulloscópica del agua es Ke = 0.52

4. Determinando experimentalmente el ascenso ebulloscópico

Para el solvente:

Para el soluto:

Por tablas sabemos que:

Entonces la masa molar teórica de la urea es

La masa molar experimental será:

Por lo que observamos, existe un error:

5. Conclusión.-

Obtuvimos la masa molar de un soluto no – volátil (urea) con un margen de error del

valor teórico de 4.26 %, esto quiere decir que, es muy aceptable el valor y se obtuvo

una buena toma de datos.



PRÁCTICA N° 6

“CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA”

1. Objetivo

Medir la conductividad eléctrica de soluciones electrolíticas acuosas, determinando la

constante de la celda utilizada. Se consideran para el estudio electrolitos fuertes y

débiles.


Cuando se pasa corriente eléctrica a través de una solución electrolítica, la

carga eléctrica es transportada por el movimiento de aniones y cationes. Si la solución

de electrolito se coloca dentro de una celda conteniendo dos electrodos paralelos de

área “A” cada uno, separados una distancia “ ”, y se encuentra que la resistencia total

en la celda es “R”, la conductividad o conductancia de la solución electrolítica se

expresa en la forma:

(6.1)

Cada solución electrolítica posee una conductividad específica, Ks, la cual se

define:

(6.2)

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

𝜌

(6.3)

De donde:

(6.3’)

En la que:

(6.4)

“K” es la constante de la celda, y como lo muestra la ecuación (4) depende de la

geometría de la misma.

De la combinación de (6.2), (6.3) y (6.4):

(6.5)



Y de (6.1) y (6.5):

(6.6)

De (6.5):

(6.7)

La ecuación (6.7) permite la determinación de la constante de la celda en término de la

conductividad específica y resistencia de la solución.

Por otro lado, se define como conductividad equivalente, Ʌ:

(6.8)

Donde C es la concentración del electrolito en equivalente/Litro de solución.

Midiendo la resistencia de una solución electrolítica cuya conductividad

específica sea conocida, se puede determinar la constante de la celda usando la

ecuación (6.5). Midiendo experimentalmente después en la misma celda la resistencia

de otra y otras soluciones electrolíticas, se pueden calcular sus conductividades

específicas aplicando la misma ecuación (6.5) y sus respectivas conductividades

equivalentes a través de la ecuación (6.8).

Fig. 6.1. Circuito de Puente Wheatstone

La resistencia se mide colocando a la celda en un brazo de circuito de puente

usando corriente alterna CA (2) o directa CD (6) este circuito va conectado a un

generador de bajo voltaje (caso CA 1000 ciclos/s) y a un dispositivo detector tal como



un galvanómetro; como se muestra en la Fig. 6.1. El propósito de usar corriente alterna

es evitar polarización de los electrodos en la celda de conductividad, lo cual podría

conducir a reacción en los electrodos (1), la celda es de vidrio con electrodos de platino

sellados.

El generador suministra una corriente de intensidad , la cual se bifurca en A en

las intensidades . La corriente de intensidad pasa a través de las resistencias

(solución electrolítica) y la de intensidad pasa a través de las resistencias

. Se miden en el puente wheatstone. Cuando no pasa corriente por

el detector, el potencial en el punto B es igual al potencial en el punto D, en estas

condiciones se puede escribir:

(6.9)

(6.10)

Combinando las ecuaciones (6.9) y (6.10) se obtiene:

(6.11)

La ecuación (11) permite el cálculo de las resistencias de la solución electrolítica bajo la

siguiente situación en el puente Wheatstone: razón de ( y un valor de que

corresponde a un paso nulo de corriente a través del detector.


Soluciones acuosas de NaCl 0.01 N ó 0.02 N de conductividad específica conocida (para

solución de NaCl 0.01 N, Ks = 0.00140877 ohm-1 cm-1 a 25°C); soluciones acuosas de

ácido acético 0.1 N ó 0.05 N para determinar su conductividad equivalente; celda de

conductividad con electrodos de platino (Pt), solución saturada de PtCl3; baño de

temperatura constante. Puente Wheatstone de resistencia variable o puente universal

de Wayne-Kros; generador de corriente de bajo voltaje de aproximadamente 15

voltios, de CA o CD; Conductímetro InoLab WTW; cables de conexión, soportes, pinzas,

etc.


Cualquier forma que sea la celda utilizada, se debe recubrir los electrodos con

negro de platino, para eliminar algunos efectos de electrólisis. Se prepara la solución

para platinado, mezclando 3 gr de PtCl3 con 100ml de H2O. Se somete a los electrodos

a un recubrimiento homogéneo con negro de Pt, sumergiéndolos en la solución de Pt y

usando CD de bajo voltaje de tal manera que sólo se produzca un lento

desprendimiento de gases (intercambiando las conexiones de los electrodos, cada



minuto o más, a la fuente de CD). Se lava cuidadosamente la celda y los electrodos con

agua de conductividad (agua bidestilada con algunas gotas de K2Cr2O7) si no se dispone

de agua de conductividad bidestilada en columna de intercambio iónico, hervir agua

destilada para eliminar gases de CO2 disueltos y guardarla cuando está caliente en un

frasco con tapa. Usar esta agua para preparar las soluciones de NaCl 0.01N y 0.02N, y

las soluciones de HAc 0.1N o 0.05N.

Enjuagar la celda y electrodos varias veces con pequeñas porciones de solución

examen. Llenas la celda con una cantidad adecuada de dicha solución, introduciéndola

en un baño de temperatura constante y conectándola al puente Wheatstone y demás

accesorios según circuito establecido. Proceder a la medición de la resistencia de la

solución electrolítica usando inicialmente la solución de NaCl 0.01N (ó 0.02N,

Ks=0.00276 ohm-1cm-1).

Después de seguir las instrucciones de lavado antedichas, proceder a la

medición de la resistencia de otras soluciones electrolíticas (HAc 0.05N, etc.) para

determinar la conductividad equivalente Ʌ.

El valor de la conductividad es muy sensible a los cambios de temperatura, por

lo que la temperatura del baño debe variar dentro de .

Se obtienen resultados precisos cuando se usa una celda con electrodos

bastante próximos y un generador de CA, pero esto introduce un número de

problemas ya que entre otros aspectos es necesario considerar y balancear reactantes

en el circuito así como las resistencias. Sin embargo con el puente de Wheatstone y

galvanómetro los resultados son satisfactorios con generador de CD.

5. Utilización de datos, cálculos y resultados

Tabular los datos detalladamente. Usando la ecuación respectiva (6.7), calcular

la constante “K” de la celda a partir de la resistencia medida “R” y datos de

conductividad específica “Ks” de la solución de KCl 0.01 ó 0.02 N.

Determinar la conductividad equivalente de la solución de ácido acético 0.05 N, con el

valor de la constante de la celda y datos de conductividad específica de esta solución

aplicando la ecuación (6.8). Discutir los resultados comparándolos con los valores

dados en la bibliografía a las mismas condiciones.



CÁLCULOS

1. Datos Experimentales

Tabla 6.1. Datos experimentales para el Cloruro de Sodio (NaCl)

Experimento Concentración

NaCl (N) Ks (mS/cm) T (°C)

1 0.05 0.516 27.7

2 0.1 2.130 27.7

3 0.2 17.60 27.6

4 0.4 37.20 27.2

5 0.6 54.10 27.0

6 1.0 87.3 26.7

Tabla 6.2. Datos experimentales para el Ácido Acético (HAc)


HAc (N) Ks (𝜇S/cm) T (°C)

1 0.05 354 27.2

2 0.1 486 27.2

3 0.2 684 27.2

4 0.4 951 27.2

5 0.6 1127 27.3

6 1.0 1434 27.3

2. Cálculo de la conductividad equivalente con la ecuación (6.8)

Conductividad equivalente para NaCl

Para 0.05

Para 0.1

Para 0.2



Para 0.4

Para 0.6

Para 1.0

Tabla 6.3. Resultados del cálculo de la Conductividad Equivalente del NaCl


NaCl (N)

Ks

(mS/cm) Ks (S/cm)

Conductividad

equivalente

( )

1 0.05 0.516 0.000516 10.320

2 0.1 2.13 0.002130 21.300

3 0.2 17.6 0.017600 88.000

4 0.4 37.2 0.037200 93.000

5 0.6 54.1 0.054100 90.167

6 1 87.3 0.087300 87.300

De datos obtenidos anteriormente se puede observar que la conductividad no

disminuye conforme aumenta la concentración por ello para el ajuste de la recta sólo

tomaremos los 3 últimos datos.

Tabla 6.4 Datos de la gráfica raíz cuadrada de la concentración y la conductividad

equivalente

Concentración NaCl

(N)

Raíz cuadrada de la

concentración (√ )

Conductividad

equivalente ( )

0.4 0.632 93.000

0.6 0.775 90.167

1 1.000 87.300



Gráfica 6.1 raíz cuadrada de la concentración y la conductividad equivalente

Aplicando método de los mínimos cuadrados para el ajuste de la curva

x (√ ) y ( ) x2 x*y

0.632 93.000 0.399424 58.7760

0.775 90.167 0.600625 69.8794

1.000 87.300 1 87.3000

Sumatorias

2.407 270.467 2.000049 215.9554

Para la ecuación de la recta:

∑ ∑ ∑

∑ ∑

∑ ∑ ∑ ∑

∑ ∑

√

y = -15.244x + 102.39 R² = 0.9846

86

87

88

89

90

91

92

93

94

0.6 0.7 0.8 0.9 1 1.1

Raí

z cu

adra

da

de

la c

on

cen

trac

ión

(√𝐶

)

Conductividad equivalente (Ʌ)



Por lo tanto tenemos

√

El valor de la conductividad equivalente en disolución infinita

Conductividad equivalente para HAc

Para 0.05

Para 0.1

Para 0.2

Para 0.4

Para 0.6

Para 1.0

Tabla 6.5. Resultados del cálculo de la Conductividad Equivalente del HAc


HAc (N)

Ks

(𝜇S/cm) Ks (S/cm)

Conductividad

equivalente

( )

1 0.05 354 0.000354 7.080

2 0.1 486 0.000486 4.860

3 0.2 684 0.000684 3.420

4 0.4 951 0.000951 2.378

5 0.6 1127 0.001127 1.878

6 1 1434 0.001434 1.434



Tabla 6.6 Datos de la gráfica raíz cuadrada de la concentración y la conductividad

equivalente del HAc

Concentración HAc

(N)

Raíz cuadrada de

la concentración

(√ )

Conductividad

equivalente ( )

0.05 0.2236 7.080

0.1 0.3163 4.860

0.2 0.4472 3.420

0.4 0.6325 2.378

0.6 0.7746 1.878

1 1.0000 1.434

Gráfica6.2 Raíz cuadrada de la concentración y la conductividad equivalente del HAc

0.0

1.0

2.0

3.0

4.0

5.0

6.0

7.0

8.0

0.0 0.2 0.4 0.6 0.8 1.0 1.2

Co

nd

uct

ivid

ad e

qu

ival

en

te (

Ʌ)

Raíz cuadrada de la concentración (√𝐶)



Calculando el porcentaje de error

Según la bibliografía la conductividad equivalente en disolución infinita del NaCl es

126.45

| |

6. Conclusiones

Se hallaron las curvas correspondientes para el ácido acético y el cloruro

de sodio. Por otro lado se pudo hallar el valor de la conductividad

equivalente de la solución de NaCl el cual según el cálculo del

porcentaje de error el valor experimental es menor al del valor teórico,

consideramos que pudo haber sido por el manejo inadecuado de los

equipos utilizados.

Debido al manejo inadecuado tanto del equipo como en la preparación

de las soluciones, al medir la conductividad equivalente de las tres

primeras muestra (0.05, 0.1 y 0,2N) del NaCl los valores no coincidían

con los de las otras tres (0.4, 0.6, 1.0 N) por ello con la finalidad de

obtener los resultados esperados se optó trabajar con las 3 últimas.



PRÁCTICA N° 7

“NÚMERO DE TRANSFERENCIA DE UN ION POR EL MÉTODO DEL

LÍMITE MÓVIL”

1. Objetivo

Determinar el Número de Transferencia o fracción de corriente transportada por una

especie iónica, en base al desplazamiento de la interface entre dos soluciones

electrolíticas en un ion común, cuando se pasa corriente eléctrica a través de ellas. Se

usan para el estudio las soluciones acuosas de HCl 0,1N (o 0,2N) (conductora) y de

CdCl2 (indicadora).


El método de límite móvil consiste en mezclar en un tubo capilar graduado dos

soluciones electrolíticas conteniendo un ion común que generalmente es el anión.

Al pasar corriente eléctrica (C.D.) a través de éstas se genera una interface

(límite) móvil, la cual es observable si se adiciona previamente un indicador a la mezcla

antedicha; ya que de ser así se establece una diferencia de color entre ambas

soluciones separadas por el límite. Al tubo capilar se le acoplan dos electrodos uno en

cada extremo, lo que se conectan a un generador de corriente continua. El paso de la

corriente eléctrica origina una diferencia de potencial entre ambos electrodos,

produciéndose la migración de cationes al cátodo y de aniones al ánodo..

Designando por AX y BX a los electrolitos de las soluciones conductora e

indicadora respectivamente, se puede escribir:

En el límite los iones positivos de las dos soluciones se mueven en el mismo

sentido, y por lo tanto también se mueve el límite. La velocidad del catión de la

solución principal es mayor que la velocidad del catión de la solución indicadora

, y el límite adquiere la velocidad del catión más veloz.

Si “Q” es la cantidad de electricidad pasada a través de las soluciones y “V” el

volumen originado por el desplazamiento del límite entre 2 posiciones a y b, en el

tiempo “t” el número total de equivalentes de iones será: involucrados en el

transporte de electricidad en el volumen “V” está dado por:



(7.1)

Donde es el número de transferencia del ion y F la carga de un equivalente.

Por otro lado, el número total de equivalentes de iones en el volumen “V”

se expresa en la forma:

(7.2)

En la que es la concentración de iones en equivalentes por unidad de volumen

de solución.

De la combinación de las ecuaciones (7.1) y (7.2):

(7.3)

Además, (7.4)

Donde es la intensidad de la corriente utilizada y el tiempo de suministro de la

misma. Relacionando las ecuaciones (7.3) y (7.4) se obtiene:

(7.5)

La cual se transforma a:

(7.6)

Si se da en equivalentes de iones de solución, V en , F en coulombios

(F=1 faradio=96490 coulombios), en amperios y t en segundos. La ecuación (7.6)

permite determinar el número de transferencia del ion positivo de la solución

principal, midiendo experimentalmente el volumen generado por el desplazamiento

del límite V, la intensidad de corriente , y el tiempo de suministro de corriente t.

El producto se determina por integración gráfica.

La experiencia requiere de las siguientes precauciones:

1. La movilidad del ion debe ser mayor que la del ion .

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

conductancia de la solución indicadora.



3. Se deben evitar altas intensidades de corriente, ya que pueden causar

calentamiento, dilatación y convección apreciables del líquido.

4. Mientras el límite se mueve debe cumplirse:


Tubo capilar Graduado de vidrio (0.00513 cm3/división) con electrodo de Ag, AgCl

(cátodo) preparado previamente y electrodo de Cd (ánodo) .Soluciones acuosas de HCl

0.1 o 0.2 N actuando como conductora, y de CdCl2 actuando como indicadora

(preparada simultáneamente al transcurso del experimento); solución saturada de KCl

e indicador, generador de corriente continua (40 voltios).Cables de conexión y equipo

de sujeción como soportes, pinzas, etc.


Se prepara previamente el electrodo de Ag, AgCl, por electrolisis, introduciendo

dos electrodos de Ag completamente limpios y conectados a un generador de CC. de

bajo voltaje, dentro de una solución saturada de KCl o solución de HCl. La electrolisis se

efectúa hasta que el ánodo adquiera una coloración violeta, siendo éste el electrodo

clorurado. Se lava el tubo capilar graduado con solución de HCl 0,1N conteniendo

algunas gotas de violeta de metilo, con el equipo de sujeción adecuado se le fija una

posición vertical, en el extremo inferior del tubo se le inserta el ánodo de Cd, y se le

llena después con una cantidad adecuada de HCl 0,1N en el extremo superior se le

acopla el cátodo de Ag-AgCl. Ambos electrodos se conectan a los polos respectivos de

la fuente CC, de acuerdo a un circuito establecido con el equipo complementario

(miliamperio, reóstato, etc.) de tal manera que la intensidad de la corriente aplicada a

la mezcla de las soluciones electrolíticas sea menor que 4mA.

Al paso de la corriente, se disolverá el ánodo por migración de cationes al

cátodo y de aniones al ánodo, y la superficie límite entre las soluciones de HCl y de

CdCl2 (este último formado por el paso de la corriente) ascenderá a lo largo del tubo,

haciéndose perceptible por la diferencia de color de la soluciones. Se procede después

al control de la intensidad de corriente y volumen originado por el desplazamiento del

límite cada minuto; controlando también la temperatura y presión ambientes, antes y

después del experimento. Mientras dure el experimento aumentará la resistencia del

electrolito. Si se trata de mantener constante la intensidad de corriente, se debe

aumentar continuamente el voltaje.




Tabular los datos de todas las variables medidas .Determinar el producto I*t =Q por

integración gráfica. Con los valores de Q y V determinados, calcular el número de

transferencia del ion H+ aplicando la ecuación (7.6) hacer una discusión de este

resultado comparándola con el valor obtenido de alguna fuente bibliográfica a la

misma temperatura.

CÁLCULOS


Tabla 7.1. Datos considerados para la solución principal e indicadora.

Solución acuosa Volumen originado por el desplazamiento de límite

PRINCIPAL HCl 0.1 0.115452 cm3

INDICADORA CdCl2 -

2. Reporte de datos de las mediciones de tiempo e intensidad.

Para intervalo de tiempo de 10 minutos seleccionamos por reportar las mejores

mediciones de tiempo versus intensidad las que se muestran a continuación.

Tabla 7.2. Datos experimentales de la intensidad y tiempo.

Experimento Tiempo

(minutos)

Intensidad

(mA)

1 0 2.50

2 1 2.45

3 2 2.40

4 3 2.35

5 4 2.30

6 5 2.25

7 6 2.20

8 7 2.15

9 8 2.10

10 9 2.05

11 10 2.00



3. Determinando por integración gráfica el producto It=Q

Para determinar por integración gráfica la cantidad de electricidad total (Q),

consideramos los siguientes cálculos.

∫

∫

∑

∑

Hallamos la intensidad de corriente (I), reemplazando datos de la gráfica en la

siguiente fórmula:

1.8

1.9

2

2.1

2.2

2.3

2.4

2.5

2.6

0 2 4 6 8 10 12 14 16

Inte

nsi

dad

(m

A)

Tiempo (minutos)

Gráfica 7.1 Intensidad Vs Tiempo



Tiempo (segundos)

Intensidad (mA)

0 0.00250

60 0.00245 0.002475 60 0.1485

120 0.00240 0.002425 60 0.1455

180 0.00235 0.002375 60 0.1425

240 0.00230 0.002325 60 0.1395

300 0.00225 0.002275 60 0.1365

360 0.00220 0.002225 60 0.1335

420 0.00215 0.002175 60 0.1305

480 0.00210 0.002125 60 0.1275

540 0.00205 0.002075 60 0.1245

600 0.0020 0.002025 60 0.1215

∑ 1.35

De los cálculos obtenidos anteriormente tenemos

∑

Teniendo en cuenta que volumen generado por el desplazamiento del límite fue 0.115452 cm3 y 1F = 96490C. Calculamos el número de transferencias usando la fórmula (7.6):

Según la Tabla 11-2. Número de transferencia teórico del libro de Maron y Prutton

para el HCl (solución principal).

De la tabla observamos que a 25°C la concentración del HCl es 0.831

Calculamos el porcentaje de error

| |



PRÁCTICA N° 8

“CÍNETICA DE REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN DEL PERÓXIDO

DE HIDRÓGENO”

1. Objetivo

Determinar los parámetros: orden de la reacción, las constantes de velocidad de

reacción y por último la energía de activación en la descomposición del

peróxido de hidrógeno (H2O2).


De acuerdo a nuestros conocimientos de cinética llevada en los cursos de química

general, sabemos que:

La cinética de una descomposición se rige por medio de una ecuación, donde en dicha

ecuación intervienen conceptos de velocidad, concentración, tiempo, etc.

(

)

(8.1)

Donde:

-

- (

) A

-

-

Gráfica 8.1. Concentración del H2O2 (mol.L-1) versus tiempo (min)



Si la ecuación (8.1) le aplicamos logaritmo natural a cada extremo, nos queda:

(

) (8.2)

La ecuación (2) representa una recta

Donde: Su pendiente será igual a “n” y a una temperatura específica “ ” donde para

dicha temperatura hallaremos una constante “ ”.

Aquí también abarca términos de energía, que en éste caso será: energía de activación.

Cada punto en la

gráfica

representa: (

)

(

)



Sabemos que energía de activación es la energía que necesitan los reactivos para

convertirse en productos. Y se mide desde el punto de inflexión del complejo activado

hasta el nivel gráfico de los reactivos.

La energía de activación se determina por la siguiente ecuación:

(

)

(

) (8.3)

Donde, (8.3) es la ecuación de Arrhenius, que usaremos para encontrar la energía de

activación ( ).

De la reacción del obtenemos la siguiente ecuación química:

⇔

En esta reacción vemos como 1 mol de es igual a medio mol de , entonces

multiplicamos por dos los moles encontrados de para hallar los moles de . Los

moles de oxigeno lo hallaremos en el experimento y usaremos la ecuación de presión

parcial:

(8.4)

Despejando la ecuación (8.4) para hallar :

(8.5)

Luego, (8.6)




Peróxido de hidrogeno, agua, termostato, recipiente de vidrio, pinzas, soporte,

termómetro, etc.

Fig.8.1 Esquema del equipo a utilizar en el experimento

4. Cálculos y Resultados


Tabla 8.1. Datos iniciales para el peróxido de hidrógeno y el ácido clorhídrico.

Solución Volumen

considerado (mL)

Normalidad

(N)

Número de

moles iniciales

H2O2 45 - 0.03969

HCl

(catalizador) 15 2.4 0.036

Mezcla 60 - -

Este experimento lo dividimos en dos partes:

PRIMERA PARTE

Se realizó a T = 27°C



Tabla 8.2. Datos experimentales para la primera parte del experimento

N° Tiempo

(s)

Volumen en la bureta de gases

(mL)

T° bureta de gases (°C)

T° tubo de reacción (°C)

T° PROMEDIO

(°C)

T° PROMEDIO (K)

1 0 17 28 27 27.5 300.5

2 30 17.2 28 27 27.5 300.5

3 60 17.8 28 27 27.5 300.5

4 90 18.6 28 27 27.5 300.5

5 120 20.2 28 27 27.5 300.5

6 150 21.4 28 27 27.5 300.5

7 180 22.8 28 27 27.5 300.5

8 210 23.6 28 27 27.5 300.5

9 240 25.2 28 27 27.5 300.5

10 270 26 28 27 27.5 300.5

11 300 28 28 27 27.5 300.5

12 330 29 28 27 27.5 300.5

13 360 30 28 27 27.5 300.5

14 390 31.8 28 27 27.5 300.5

15 420 33.8 28 27 27.5 300.5

16 450 35.2 28 27 27.5 300.5

17 480 36.8 28 27 27.5 300.5

18 510 37.4 28 27 27.5 300.5

19 540 39.6 28 27 27.5 300.5

20 570 41 28 27 27.5 300.5

21 600 42.2 28 27 27.5 300.5

22 630 43.4 28 27 27.5 300.5

23 660 44.4 28.5 27 27.75 300.75

24 690 46 28.5 27 27.75 300.75

25 720 47.4 28.5 27 27.75 300.75

26 750 48.8 28.5 27 27.75 300.75

27 780 50.2 28.5 27 27.75 300.75

28 810 51.2 28.5 27 27.75 300.75

29 840 52.6 28.5 27 27.75 300.75

30 870 55.2 28.5 27 27.75 300.75

31 900 55.8 28.5 27 27.75 300.75

32 930 57.2 28.8 27 27.9 300.9

33 960 58.4 28.8 27 27.9 300.9

34 990 59 28.8 27 27.9 300.9

35 1020 60 28.9 27 27.95 300.95

36 1050 60.8 28.9 27 27.95 300.95

37 1080 61.6 28.9 27 27.95 300.95

38 1110 61.8 28.9 27 27.95 300.95

39 1140 62 28.9 27 27.95 300.95



2. Hallando el número de moles para O2 y H2O2 con las ecuaciones (8.5) y (8.6)

Para aplicar la ecuación (8.5) se requiere de la presión de vapor de agua a

diferentes temperaturas

Para la presión de vapor de agua a 27.5 °C, interpolamos

Sabemos que

Si

Determinamos reemplazando datos en la ecuación (8.5)

Consideramos R=62320 mmHg.mL/atm.L y el volumen la diferencia entre ; en el

tiempo que corresponde.

Cuando t = 30 s

Luego,

Aplicamos los mismos cálculos para los demás datos y obtenemos la siguiente tabla



N° Tiempo

(s)

Volumen en la bureta de gases (mL)

1 0 17 0 0 0.03969 0.03969

2 30 17.2 0.20 731.678 7.8141E-06 0.039674

3 60 17.8 0.60 731.678 2.3442E-05 0.039627

4 90 18.6 0.80 731.678 3.1256E-05 0.039565

5 120 20.2 1.60 731.678 6.2513E-05 0.039440

6 150 21.4 1.20 731.678 4.6885E-05 0.039346

7 180 22.8 1.40 731.678 5.4699E-05 0.039237

8 210 23.6 0.80 731.678 3.1256E-05 0.039174

9 240 25.2 1.60 731.678 6.2513E-05 0.039049

10 270 26 0.80 731.678 3.1256E-05 0.038987

11 300 28 2.00 731.678 7.8141E-05 0.038830

12 330 29 1.00 731.678 3.9070E-05 0.038752

13 360 30 1.00 731.678 3.9070E-05 0.038674

14 390 31.8 1.80 731.678 7.0327E-05 0.038534

15 420 33.8 2.00 731.678 7.8141E-05 0.038377

16 450 35.2 1.40 731.678 5.4699E-05 0.038268

17 480 36.8 1.60 731.678 6.2513E-05 0.038143

18 510 37.4 0.60 731.678 2.3442E-05 0.038096

19 540 39.6 2.20 731.678 8.5955E-05 0.037924

20 570 41 1.40 731.678 5.4699E-05 0.037815

21 600 42.2 1.20 731.678 4.6885E-05 0.037721

22 630 43.4 1.20 731.678 4.6885E-05 0.037627

23 660 44.4 1.00 731.254 3.9015E-05 0.037549

24 690 46 1.60 731.254 6.2424E-05 0.037424

25 720 47.4 1.40 731.254 5.4621E-05 0.037315

26 750 48.8 1.40 731.254 5.4621E-05 0.037206

27 780 50.2 1.40 731.254 5.4621E-05 0.037096

28 810 51.2 1.00 731.254 3.9015E-05 0.037018

29 840 52.6 1.40 731.254 5.4621E-05 0.036909

30 870 55.2 2.60 731.254 1.0144E-04 0.036706

31 900 55.8 0.60 731.254 2.3409E-05 0.036660

32 930 57.2 1.40 731.012 5.4576E-05 0.036550

33 960 58.4 1.20 731.012 4.6780E-05 0.036457

34 990 59 0.60 731.012 2.3390E-05 0.036410

35 1020 60 1.00 730.932 3.8972E-05 0.036332

36 1050 60.8 0.80 730.932 3.1178E-05 0.036270

37 1080 61.6 0.80 730.932 3.1178E-05 0.036207

38 1110 61.8 0.20 730.932 7.7944E-06 0.036192

39 1140 62 0.20 730.932 7.7944E-06 0.036176



De la tabla anterior tomamos algunos datos para Graficar CA versus t y hallamos las

derivadas en cada punto (

)

Tabla 8.3. Datos para la gráfica concentración A y tiempo t

N° Tiempo (s)

Tiempo (min)

CA

1 0 0.0

2 30 0.5

3 60 1.0

4 90 1.5

5 120 2.0

6 150 2.5

7 180 3.0

8 210 3.5

9 240 4.0

10 270 4.5

11 300 5.0

Ver Gráfica 8.1.

Tabla 8.4. Resultado de las derivadas en cada punto

N° Tiempo

(s) CA log CA (

) Log(

)

1 0 0.6201 -0.2075

2 30 0.6183 -0.2088

3 60 0.6170 -0.2097

4 90 0.6152 -0.2110

5 120 0.6118 -0.2134

6 150 0.6110 -0.2140

7 180 0.6092 -0.2152

8 210 0.6076 -0.2164

9 240 0.6068 -0.2170

10 270 0.6055 -0.2179

11 300 0.6045 -0.2186

12 330 0.6035 -0.2193

13 360 0.6032 -0.2195

14 390 0.6029 -0.2198

Con las derivadas y su logaritmo, realizamos la gráfica donde hallaremos la

constante de velocidad de reacción.



SEGUNDA PARTE

Se realizó a T = 35°C

Tabla 8.5. Datos experimentales para la segunda parte del experimento.

N° Tiempo

(s)

Volumen en la

bureta de

gases (mL)

T° bureta

de gases

(°C)

T° tubo de

reacción

(°C)

T° PROMEDIO

(°C) T° PROMEDIO (K)

1 0 14.4 29 35.8 32.4 305.4

2 30 14.6 29 35.8 32.4 305.4

3 60 18.1 29 35.5 32.25 305.25

4 90 22.4 29 35.5 32.25 305.25

5 120 24.6 28.8 35.2 32 305

6 150 27.8 28.8 35.2 32 305

7 180 32 28.8 35.2 32 305

8 210 35.8 28.7 35.1 31.9 304.9

9 240 40 28.7 35.1 31.9 304.9

10 270 43.6 28.7 35.1 31.9 304.9

11 300 48.4 28.7 35.1 31.9 304.9

12 330 55 28.5 35.1 31.8 304.8

13 360 57.2 28.5 35.1 31.8 304.8

14 390 59 28.5 35 31.75 304.75

15 420 63.8 28.5 35 31.75 304.75

16 450 70 28.5 35 31.75 304.75

17 480 72.4 28.5 35 31.75 304.75

18 510 76.2 28.5 35 31.75 304.75

19 540 77.6 28.5 34.9 31.7 304.7

20 570 81.2 28.5 34.9 31.7 304.7

21 600 83.2 28.5 34.9 31.7 304.7

22 630 85.4 28.5 34.9 31.7 304.7

23 660 87 28.5 34.9 31.7 304.7

24 690 87 28.5 34.9 31.7 304.7



Aplicamos los mismos cálculos que para la parte 1 y obtenemos la siguiente tabla

N° Tiempo (s)

Volumen en la bureta de gases (mL)

1 0 14.4 0 722.71 0.03969 0.03969

2 30 14.6 0.20 722.71 7.5945E-06 3.9675E-02

3 60 18.1 3.50 723.26 1.3307E-04 3.9409E-02

4 90 22.4 4.30 723.26 1.6349E-04 3.9082E-02

5 120 24.6 2.20 723.54 8.3745E-05 3.8914E-02

6 150 27.8 3.20 723.54 1.2181E-04 3.8671E-02

7 180 32 4.20 723.54 1.5988E-04 3.8351E-02

8 210 35.8 3.80 723.73 1.4474E-04 3.8061E-02

9 240 40 4.20 723.73 1.5997E-04 3.7741E-02

10 270 43.6 3.60 723.73 1.3712E-04 3.7467E-02

11 300 48.4 4.80 723.73 1.8282E-04 3.7102E-02

12 330 55 6.60 723.93 2.5153E-04 3.6598E-02

13 360 57.2 2.20 723.93 8.3845E-05 3.6431E-02

14 390 59 1.80 724.03 6.8621E-05 3.6294E-02

15 420 63.8 4.80 724.03 1.8299E-04 3.5928E-02

16 450 70 6.20 724.03 2.3636E-04 3.5455E-02

17 480 72.4 2.40 724.03 9.1495E-05 3.5272E-02

18 510 76.2 3.80 724.03 1.4487E-04 3.4982E-02

19 540 77.6 1.40 724.13 5.3388E-05 3.4875E-02

20 570 81.2 3.60 724.13 1.3728E-04 3.4601E-02

21 600 83.2 2.00 724.13 7.6269E-05 3.4448E-02

22 630 85.4 2.20 724.13 8.3896E-05 3.4280E-02

23 660 87 1.60 724.13 6.1015E-05 3.4158E-02

24 690 87 0.00 724.13 0.0000E+00 3.4158E-02

De la tabla anterior tomamos algunos datos para Graficar CA versus t y hallamos las

derivadas en cada punto (

)



Tabla 8.6. Datos para la gráfica concentración A y tiempo t

N° Tiempo (s)

Tiempo (min)

CA

1 0 0.0

2 30 0.5

3 60 1.0

4 90 1.5

5 120 2.0

6 150 2.5

7 180 3.0

8 210 3.5

9 240 4.0

10 270 4.5

11 300 5.0

Ver Gráfica 8.3.

Tabla 8.7. Resultado de las derivadas en cada punto

N° Tiempo (s)

CA log CA (

) Log(

)

1 0 0.6201 -0.2075

2 30 0.6183 -0.2088

3 60 0.6170 -0.2097

4 90 0.6152 -0.2110

5 120 0.6118 -0.2134

6 150 0.6110 -0.2140

7 180 0.6092 -0.2152

8 210 0.6076 -0.2164

9 240 0.6068 -0.2170

10 270 0.6055 -0.2179

11 300 0.6045 -0.2186

12 330 0.6035 -0.2193

13 360 0.6032 -0.2195

14 390 0.6029 -0.2198

Con las derivadas y su logaritmo, realizamos la gráfica donde hallaremos la

constante de velocidad de reacción.

Ver Gráfica 8.4.



La gráfica da una ecuación de una línea recta:

De la ecuación de equivalencia, tenemos:

(

)

Igualando hallamos

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