UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO

LABORATORIO DE TERMODINÁMICA

Práctica No. 1

Ley de Charles, cero absoluto y constante de los gases

ANTECEDENTES

En 1787, Charles Jacques investigó el efecto del cambio de temperatura de una cantidad dada de aire mientras es mantenido a presión constante. Encontró que el aire se expande cuando es calentado sin importar el volumen inicial del mismo y que la proporción de un volumen en agua hirviendo a su volumen en hielo es constante y tiene un valor de 1.366, siendo éste muy parecido para temperatura del hielo, están definidos como 100 y 0 grados centígrados respectivamente.

V (a 100ºC) = V (a 0ºC) + 0.366V (a 0ºC)

Debido a que la expansión de un gas es uniforme, para cada incremento de un grado de temperatura, el volumen de un gas se incrementa 0.366/100=1/273 de su volumen a 0º y es una función lineal de su temperatura en grados Celsius o centígrados.

Cero absoluto y la escala Kelvin de temperatura: debido a que el volumen de un gas decrece de una manera lineal de 100ºC hasta 0ºC, se esperaría que esto continuara igual, esto es 1/273 de su volumen a 0ºC por cada grado que fuera enfriado debajo de 0ºC. Pero si esto pasara el volumen del gas sería cero a -273ºC y negativo a una temperatura menor. Debido a que un volumen negativo carece de sentido, se deduce que no es posible obtener una temperatura más baja de -273ºC, ésta temperatura es llamada el cero absoluto de temperatura. Ahora, en lugar de escoger arbitrariamente el punto de fusión del hielo como el cero de la escala de temperatura, como se ha hecho en la escala Celsius. Podemos lógica y también convenientemente escoger el cero absoluto de una escala de temperatura. Esta escala fue primeramente sugerida por el científico británico Lord Kelvin. De acuerdo a mediciones exactas, el cero absoluto de temperatura es -273.15ºC, además la escala Kelvin (K) está relacionada con la escala centígrada por la expresión:

T (K) = T (C) + 273.15

Ley de Charles: A presión constante, el volumen (V) de una cantidad fija (n) de un gas ideal es directamente proporcional a la temperatura (T).

V a T (para n y P ctes.)

Alternativamente a volumen constante, la presión de una cantidad fija de gas es proporcional a su temperatura:

P a T (para n y V ctes.)

Obviamente, podemos predecir que para un proceso de calentamiento o enfriamiento:

Vf=(Tf/Ti)Vi (para n y P ctes.)

Donde los subíndices se refieren a los valores inicial (i) y final (f). Una expresión similar se emplea para los cambios en la presión debidos a la temperatura.

Constante de los gases: Debido a que V a 1/P (Ley de Boyle) y que V a n (Ley de Avogadro), podemos combinarles con la ley de Charles para obtener que PV a nT, o bien:

PV=nRT

Donde la constante de proporcionalidad R es la constante de los gases.

El valor de la constante R puede ser obtenido de la realción PV/nT.

Para una evaluación exacta de su valor se realizan mediciones de la presión y volumen de una cantidad conocida de gas para una serie de presiones y los productos PV son extrapolados a cero de presión para garantizar que el gas se comporta perfectamente.

En este experimento, la dependencia de la temperatura del volumen de aire es usado para determinar el cero absoluto de temperatura y la constante de los gases. Se mide el volumen y temperatura del aire en el matraz posteriormente es calentado y se mide el nuevo volumen, colectando el gas expandido fuera del matraz por el desplazamiento del agua y adicionando este volumen al volumen inicial. Se usa un termómetro insertado dentro del matraz para medir la temperatura al nuevo volumen. Este procedimiento deberá ser repetido para permitir una determinación gráfica del cero absoluto de temperatura.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

APARATO.

El aparato consiste de un matraz Erlenmeyer de 125 mL, con un tapón No. 5 con dos orificios, y un termómetro de 0-110ºC colocado en uno de ellos, y un tubo de vidrio en forma de U colocado en el otro; este tubo se deberá conectar a otro en forma de J por medio de una manguera de caucho.

El tubo en forma de J será colocado dentro de una probeta de 50 mL para colectar el aire desplazado. Note que el tubo en J debe estar colocado por debajo de la base del matraz Erlenmeyer. El aparato se arma como se muestra en la figura y se coloca dentro de un vaso de precipitado de 1 L con agua que pueda ser calentada tanto como se desee.

METODOLOGÍA

Coloque aproximadamente 800 mL de agua en el vaso de precipitado de 1 L. Llene la probeta graduada de 50 mL con agua e inviértalo dentro del vaso de precipitado de manera que no quede aire dentro de la probeta. Coloque el vaso de precipitado y la probeta sobre una parrilla, de manera que el agua pueda ser calentada a la temperatura deseada.

Una vez montado el aparato, el experimento se desarrolla de la manera siguiente:

Caliente cuidadosamente el agua hasta cerca de 50ºC y pare el calentamiento.

Tome la temperatura del termómetro, y regístrala como T1.

Introduzca el matraz dentro del vaso de precipitado y coloque la probeta sobre el tubo en forma de J. Cuando no entre más aire dentro de la probeta, lea la temperatura del termómetro y regístrela como T2.

Para igualar la presión del gas en la probeta súbala o bájela hasta que el nivel del agua sea el mismo que el del matraz. Lea el volumen del aire en la probeta.

Repita las mediciones a 75ºC después de llenar la probeta graduada. Registre la temperatura como T3 y lea el nuevo volumen de aire en la probeta.

Para encontrar V1 , desarme el aparato y llene el matraz con agua. Inserte el tapón con el termómetro (pero sin el tubo) y permita que el exceso de agua escape a través del orificio abierto en el tapón. Remueva el tapón y mida el volumen de agua sobrante en el matraz. Registre estos como V1 .

IV. RESULTADOS

Cálculos:

Encuentre V2 y V3 usando V1 y los volúmenes de aire en la probeta graduada a las temperaturas T1 y T2 respectivamente. Usando la ley de Charles y V1, calcule V2 y V3 . Compare estos con los valores obtenidos de las mediciones y calcule el % de error.

Grafique los volúmenes medidos frente a la temperatura en grados centígrados. Extrapole y encuentre el intercepto en x. Este es el cero absoluto de temperatura. Compare con el valor de 273.15 y calcule el % de error.

El volumen molar del aire es 24.8 L a 25°C y 1 bar. Lea el barómetro para encontrar la presión atmosférica P. Corrija el volumen molar para las condiciones del laboratorio (P, T1). Use V1 para determinar n y posteriormente calcule R a los valores de V y T medidos. Compare con el valor aceptado de 0.0821 Latm/Kmol y calcule el % de error.

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

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Práctica No. 2

Efecto de la presión sobre el volumen de los gases. Ley de Boyle.

ANTECEDENTES

Las llanta de automoviles deben mantener el aire a una presión muy por encima de a presión atmosférica para que puedan resistir el peso del vehículo. Cuando se pincha una llanta se escapa el aire dentro de la llanta hasta que la presión interna es igual a la atmosférca. La relación cuantitativa entre el volumen y la presión de una muestra gaseosa se resume en la Ley de Boyle que dice: a temperatura constante, el volumen de una muestra gaseosa varia inversamente con la presión ejercida sobre el gas. Simbolicamente la ley se expresa así

V ……….1

V= K x …..2

PV= K……….3

La ecuación 3 se puede establecer como sigue: A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una cantidad de gas es constante.

De la ecuación 3 se obtiene que:

P1V1=P2V2 (a T cte)

En este experimento se atrapa en una jeringa una cantidad determinada de gas, luego se aumenta la presión colocando pesos de los libros en el extremo del émbolo. La presión total que actua sobre el gas comprende el peso de los libros más el peso de la atmósfera. Podemos escribir simbolicamente:

Para cada presión ejercida se anotará el volumen del gas. Se grafican los datos como volumen contra presión para mostrar la curva típica de una relación inversa. Se calcula el producto PV para cada conjunto de datos.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

• Jeringa con su émbolo

• Soporte

• 2 Pinzas

• Tapón

• 6 Libros iguales

APARATO.

Fig. 1

METODOLOGÍA

Parte I. Observaciones cualitativas sobre compresibilidad.

Se puede trabajar con una jeringa de vidrio de unos 25 mL o una de plástico pequeña. Jale el émbolo hasta la escala de lectura máxima de la jeringa. Tape con un dedo el extremo de la jeringa y trate de empujar el émbolo. Usted está de esta forma ejerciendo presión sobre el gas en la jeringa.

Quite el dedo del extremo de la jeringa y empuje hacia el fondo el émbolo tanto como sea posible. Coloque su dedo nuevamente sobre la jeringa y trate de sacar el émbolo.

Parte II. Relación cuantitativa entre presión y volumen del gas.

Monte el aparato que se muestra en la Fig. 1 empleando uan jeringa seca sin colocar todavía ni el émbolo ni el libro. Asegúrese de que el extremo de la jeringa penetre completamente en el agujero del tapón de caucho, de tal forma que no se escape aire cuando se haga presión con el émbolo.

Obtenga 5 o 6 ejemplares del mismo libro o 5 o 6 objetos dénticos. Que se pueden usar como lo indica la figura.

Coloque el émbolo en la escala de lectura máxima.

Centre con cuidado un libro en la parte superior del émbolo. Lea con la mayor precisión posible y anote el volumen de aire atrapado en la jeringa. Repita este procedimiento dos veces retirando el libro y reemplazandolo por otro igual.

Coloque otro libro sobre el primero y determine cuidadosamente el volumen 3 veces (no se preocupe si la jeringa no vuelve al volumen original cuando se retiran los libros: esto se debe a la fricción entre el émbolo y la jeringa.

Continue en esta forma hasta obtener una presión de 5 o 6 libros.

Comenzando con un libro, repita el proceso completo para comprobar los resultados.

IV. RESULTADOS

Parte I. Gráfico de presión contra volumen.

Calcular el volumen promedio del gas en relación con cada presión en libros; es decir, el volumen promedio para una presión de un libro, el volumen promedio para una presión de 2 libros, etc..

En un gráfico dibuje la presión (en libros) sobre el eje vertical y el volumen promedio (en mL) sobre el eje horizontal. Una los puntos y trace la curva más propiada.

Para cada punto en el gráfico, multiplique el volumen en mL por la presión en libros y compare los productos. Anote el resultado en la tabla de cálculos.

Basado en sus observaciones, establezca una generalización acerca del efecto de la presión sobre el volumen de los gases a temperatura constante.

Parte II. El inverso del volumen 1/V.

Para cada uno de los valores del volumen promedio, encuentre el valor del inverso del volumen, 1/V. Anote estos valores en su tabla de datos.

Parte III. El inverso del volumen 1/V.

En el mismo gráfico de la Parte I, use ahora un color diferente para graficar P contra 1/V. Tenga cuidado de que su nueva escala horizontal parta de 1/V=0 en el eje Y.

Dibuje la línea recta más apropiada.

La línea de este gráfico no pasa por el origen ¿Por qué?

¿Podría determinarse el valor de la presión atmosférica a partir del gráfico?

Preguntas y ejercicios.

• ¿Cómo afecta la presión a la densidad de los gases?

• Si desea duplicar el volumen de un gas a temperatura constante ¿Cómo odificaria usted la presión?

• Sin colocar libros sobre el émbolo ¿Cuál es la presión ejercida sobre el gas?

• ¿Cuántos libros se necesitan para reducir el volumen a la mitad?

• Analice los dos gráficos y escriba sus conclusiones con respecto a PV y a 1/V.

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

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Práctica No. 3

Efecto de la temperatura en la presión de un gas

ANTECEDENTES

La presión ejercida por un gas es consecuencia del impacto de sus moléculas sobre las paredes del recipiente que lo contiene, como el aumentar la temperatura las moléculas comienzan a moverse más rápidamente haciendo que la presión aumente.

Las observaciones de Gay Lussac le hicieron concluir que “a presión constante el volumen de un gas de una cantidad dada de gas (cantidad de moles constante) aumenta proporcionalmente con la temperatura”. Alternativamente, a volumen constante la presión de una cantidad dada de gas es proporcional a la temperatura.

V  T P=cte

n=cte

P  V V=cte

n=cte

La presión que ejerce un gas es directamente proporcional al número de moléculas presentes, el volumen es 22.4L y la temperatura 0°C.

La presión de un gas en un determinado volumen varía con la temperatura, haciendo más frecuentes las colisiones de las moléculas contra las paredes.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

APARATO

Fig. 1

METODOLOGÍA

Armar el aparato como se muestra en la figura 1. Colocar mercurio en el tubo en U con ayuda de un embudo, el tubo se fija a la tabla al mismo nivel que el vaso de precipitado. Se coloca agua en el vaso de precipitado. Registrar y tomar la temperatura inicial. Iniciar el calentamiento y anota la temperatura y altura alcanzada por el mercurio cada 5°C hasta 75°C (con ayuda de la hoja milimétrica anotar cuando sube el mercurio). Después se hace en frió con ayuda de hielo y se procede de la misma manera que en caliente. Registrar la altura de la columna.

RESULTADOS

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

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Práctica No. 4

Determinación de la densidad de un gas

ANTECEDENTES

La ecuación de los gases ideales PV=nRT sugiere la posibilidad de determinar los pesos moleculares de un gas haciendo observaciones de los pesos de un gas a través de la P, V y T.

Usando un matraz redondo de fondo plano se llena con el gas, se pesa y se vuelve a pesar cuando el aire ha sido evacuado. Se usa un bulbo contador de viscosidad para eliminar las variaciones por el cambio de presión atmosférica y la absorción de humedad en el bulbo. La siguiente variación del método es para encontrar la densidad del aire y del argón con la mayor exactitud en el método de Regnault.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

APARATO

Fig. 1 Densidad del aire.

METODOLOGÍA

Densidad del aire

• Procedimiento

Poner 30-40mL de agua en el matraz y colocar el tubo con la manguera y la llave clip abierta. Hierva el agua vigorosamente durante 5min. Quitar el calor y cerrar las pinzas herméticamente. Se enfría el matraz y se pesa el aparato. Abrir las pinzas y deje que circule el aire y rellene el vacío parcial en el matraz. Vuelva a pesar el aparato, entonces tome la temperatura del agua y el volumen. Quitar el tapón, llenar el matraz con agua y medir el volumen. Tomar la temperatura del barómetro.

• Cálculos

*Peso del matraz con pinzas cerradas = a

*Peso del matraz después de abrir las pinzas = b

*Peso del aire cuando ha entrado al matraz = b-a = c

*Volumen del agua del matraz = x

*Volumen del agua en el matraz lleno hasta las pinzas = y

*Volumen del aire en el matraz = y-x = z

La temperatura del aire es la misma que la del agua, y la presión del aire es la presión barométrica corregida por la presión vapor de agua.

Presión del aire = presión atmosférica - presión del agua

(preguntar el valor de la presión del agua a la temperatura del experimento)

El volumen de z ml a una temperatura T en K y una presión en mm Hg a STP es:

Z (P)(273) / 760 T

Este volumen en mL pesa c gramos, por lo tanto, la densidad del aire en g/L a STP es:

Densidad aire = c(1000) (760) T

Z P (273)

Densidad del argón

• Procedimiento

Arme el aparato de la fig 2. Una vez armado ajuste el flujo de argón a una velocidad moderada y pase el gas dentro del matraz usando un tubo más largo. Cuando la emisión de gas se extinga continúe pasando el gas dentro del matraz por otros 2 min y entonces cierre las pinzas herméticamente comenzando por la que esté más cercana al cilindro. Leer la temperatura del aire cercana al aparato y entonces vuelva a pesar el aparato. Leer la presión del barómetro. Encontrar el volumen ocupado por el argón llenando el matraz y los tubos con agua y midiendo la cantidad contenida en la probeta de 250mL.

Comparar el peso del aire contra el peso de argón en el matraz, estos pesos no pueden ser omitidos en los cálculos.

*Volumen de aire en el matraz = volumen de agua con que se llenó el matraz = a mL

*A temperatura y presión estándar (STP) el volumen es:

a ( P * 273) / ( 760 T ) = bmL

*La densidad del aire es 1.29 g/mL a STP bmL (0.00129) = v gramos

*Peso del matraz más aire = w

*Peso del matraz solo = w - v = x

*Peso del matraz más argón = y

*Peso del argón = y - x = z

*Volumen del aire a STP = (volumen del argón a STP) ( bmL del argón a STP)

*La densidad del argón a STP es (z * 1000 ) / b

IV. RESULTADOS

Calcule la densidad del aire y compare con los valores dados en la literatura.

Calcule la densidad del argón y compare con los valores reportados en la literatura.

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

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Práctica No. 5

Determinación de la masa molar de un líquido volátil

ANTECEDENTES

Dumas demostró que la masa molecular de ciertos compuestos orgánicos es directamente proporcional a la densidad del vapor del compuesto y, a partir de este principio, ideó un método para determinar las masas moleculares, especialmente de gases y líquidos con puntos de ebullición bajos.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

APARATO

Fig. 1

METODOLOGÍA

Pesar un matraz Erlenmeyer de 250mL limpio y seco con la laminilla de aluminio sobre la boca del matraz detenida por la liga. Anotar peso (Wa). Remover la cubierta de aluminio y vaciar 3 mL del liquido de volátil (cetona) en el matraz. Colocar la cubierta de aluminio y asegura con la liga. Hacerle un pequeño orificio la laminilla utilizando el alfiler. Colocar 800mL de agua en el vaso de 1L y ponerlo a calentar a temperatura de ebullición colocando dentro algunas perlas de vidrio. Colocar el matraz con el líquido volátil lo más rápidamente posible, dentro del agua caliente contenida en el vaso por un tiempo de 3 a 5 min hasta que todo el líquido volátil se halla evaporado. Registrar la temperatura de ebullición del agua y la presión atmosférica. Secar el matraz por fuera y dejarlo enfriar. Pesar el matar frío con su contenido y la laminilla de aluminio y liga (Wb). La diferencia Wb-Wa es igual al peso del vapor del líquido volátil. Determinar el volumen del matraz llenándolo hasta el borde de agua con el volumen de esta. Registrar este como el volumen del vapor en condiciones experimentales. Calcular la masa molar usando la ecuación del gas ideal y determinar el error. Alternativamente convertir el volumen de vapor en condiciones experimentales a T y P estándar (STP) y relacionar este con el volumen molar estándar de los gases (22.4 L) para determinar el valor de n para el vapor. Calcular el peso molecular utilizando la relación de masa molar.

Cálculos:

Waire = densidadaire Vmatraz densidadaire = 1.42 g/L

Wmatraz + Waire = Wa

(Wmatraz + Waire ) - W aire = Wmatraz

Wmatraz + Wlíquido volátil = Wb

Wlíquido volátil = Wb - Wmatraz

IV. RESULTADOS

V. CONCLUSIONES

VI. BIBLIOGRAFÍA

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Práctica No. 6

Difusión de gases y líquidos

ANTECEDENTES

La teoría cinética molecular supone que las moléculas de los gases están en rápido movimiento y que sus velocidades promedio son proporcionales a la temperatura absoluta. También supone que a la misma temperatura, la energía cinética promedio de las moléculas de gases diferentes en igual. La ley de difusión de Graham se basó en las tres suposiciones anteriores.

El amoniaco NH3 y el cloruro de hidrógeno HCl son gases que al ponerse en contacto reaccionan para formar un humo blanco compuesto por partículas microscópicas de cloruro de amonio.

En este experimento nos proponemos medir experimentalmente las velocidades relativas de difusión de estos gases que cumplen la siguiente proporción:

V1 = M2 = D2

V2 M1 D1

Los líquidos se difunden más lentamente que los gases, porque las moléculas están mucho más cerca entre sí que no pueden apartarse sin chocar.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

2 tubos de vidrio 100cm de longitud y 2cm de diámetro

2 soporte universal

3 pinzas

3 goteros

2 bulbos de gotero

1 vaso de precipitado de 100mL

1 metro

solución concentrada de HCl

solución concentrada de NH3 (NH4OH)

APARATO

Fig. 1

METODOLOGÍA

Limpie el interior del tubo de vidrio. Mida con precisión la longitud del tubo y regístrela en una tabla. Arme el aparato. Coloque en un extremo 3 gotas de HClconc y en el extremo NH4OH, registre el tiempo (Tinicial). Cuando se ponen en contacto los gases se forma un sólido blanco (tiempo final). Mida la distancia desde el centro del anillo blanco hasta cada uno de los extremos de los bulbos (distancia recorrida).

Cálculos (M= )

V1 = M2 = D2

V2 M1 D1

d1

t1 M2 d1

= =

d2 M1 d2

t2

M2 = M1 d1

d2

d1 = distancia recorrida por NH4OH

d2 = distancia recorrida por HCl

M1 = masa molecular NH3 (17 g/mol)

M2 = masa molecular del HCl (dato que se calcula con la fórmula)

IV. RESULTADOS

V. CONCLUSIONES

VI. BIBLIOGRAFÍA

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Práctica No. 7

Calor de reacción

ANTECEDENTES

La termodinámica estudia los cambios de energía que acompañan una reacción química. La 1ª ley de la termodinámica establece el principio de conservación de la energía. Cuando se lleva a cabo una reacción de neutralización, el calor ganado por la sal acuosa resultante es igual a:

mCPT = VT  CP T

CP = calor específico

 = densidad de la solución

VT = volumen total

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

Tubos de ensaye

Baño de agua

Termómetro -2 a 68ºC (0.2ºC)

Plato caliente

Esfera de unicel

Tapón

Gradilla

Pipeta cronómetro

NaOH

HCl

H2SO4

NaCl

Agua destilada

METODOLOGÍA

1) Determinación de la entalpía de neutralización de la reacción de ácido clorhídrico y sosa

Colocar en un baño de agua a temperatura ambiente dos tubos de ensaye (uno de ellos en el calorímetro) con diferentes cantidades de HCl y NaOH (tabla 1). Esperar que la temperatura se estabilice y sea aproximadamente + 5°C en ambos tubos, colocarlos en los bloques de poliestireno, registrando las respectivas temperaturas iniciales de las soluciones con un termopar en cada solución. (Se debe tener extremo cuidado de no intercambiar los termopares entre las soluciones, pues cualquier volumen inicia la reacción). Añadir el contenido del tubo en el calorímetro agitar la solución y arrancar el cronómetro, tomando datos cada 30seg (con el termopar que originalmente estaba en el calorímetro) durante 30min.

Tabla 1

Experimento No.	1	2	3
HCl mL	1.5	2	2.5
NaOH mL	2.5	2	1.5

2) Determinación de la entalpía de reacción de la neutralización del H2SO4 y sosa

Realizar el procedimiento como en la parte (1), pero ahora con la siguiente relación:

Tabla 2

Experimento No.	1	2	3
H2SO4 mL	1	1.5	2
NaOH mL	2	3	1

3) Determinación de la entalpía de disolución de una sal en agua

Colocar en un baño de agua a temperatura ambiente el calorímetro con 5mL de agua destilada, esperar a que la temperatura del agua en el calorímetro se estabilice y colocarlo en un bloque de poliestireno. Registrar la temperatura inicial con un termopar. Añadir 0.3g de la sal indicada por el instructor. Agitar rápidamente y arrancar simultáneamente el cronómetro, registrando datos de temperatura cada 30seg durante 3min.

Repetir el experimento utilizando 0.15g de la sal. Asegurarse que la sal se disuelva completamente.

4) Determinación de la constante calorimétrica

Colocar 5mL de agua destilada en el tubo que está dentro del calorímetro. Esperar a que se estabilice y registre la temperatura (T1). Calentar aparte 5mL de agua destilada a una temperatura aproximada de 10°C mayor a la del agua del calorímetro, registrar como T2. Mezclar el agua rápidamente y registrar la temperatura como T3.

Calcule la capacidad calorífica con la siguiente ecuación:

5(T1-T3) = (5+C) (T3-T2)

C = 5(T1-T3) -5

(T3-T2)

RESULTADOS

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

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Práctica No. 8

Determinación del calor de desplazamiento del cobre por zinc

ANTECEDENTES

Un metal en un compuesto también puede ser desplazado por otro metal en estado libre. Si en una reacción se invierten los papeles de un metal no se lleva a cabo. Una forma de predecir si va a ocurrir una reacción de desplazamiento, es referirse a una serie de actividad (resumen conveniente de los resultados de muchas posibles reacciones de desplazamiento).

En este experimento el calor liberado de cobre es desplazado desde una solución de sus sales por el zinc, determinado por:

Cu2+(aq) + Zn(sol) = Zn2+(aq) + Cu(sol) + 216 kJ/mol

El cobre está por debajo del zinc en la serie electroquímica y por lo tanto la reacción de desplazamiento es cuantitativa.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

Matraz aforado de 100mL

Vasos de precipitado

Calorímetro

Termómetro -2 a 68 ºC

Pipeta 5mL

Tapón horadado

Vidrio de reloj

Sulfato de cobre

Zinc

METODOLOGÍA

Preparar una solución de sulfato de cobre que contenga 10g de cristales pentahidratados en 250mL de agua. Pesar 0.4g de polvo de zinc en un vidrio de reloj, colocarlo cerca del calorímetro. Se agregan al calorímetro 5mL de la solución de cobre, esperar a que se estabilice el calorímetro. Agitar el contenido del calorímetro y leer la temperatura cada minuto durante 5min. Vaciar el zinc dentro de la solución, agitar y leer la temperatura cada 30 s durante 5min. Hallar la elevación de temperatura corregida al tiempo de mezclado. Suponer que el CpCu = Cp agua = 1 cal/g°C , Ce Zn = 0.9 cal/g°C

Multiplicar el valor para el calor liberado por 250/10 para obtener el calor liberado cuando el cobre es precipitado por el zinc.

Cálculos

Calor liberado cuando el cobre es precipitado por medio del Zn es igual a:

[ "T ( Vsolución + Ccalorímetro ) + 20 CeZn] (250/10)

RESULTADOS

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

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Práctica No. 9

Determinación del calor de dilución de las soluciones de hidróxido de potasio

ANTECEDENTES

El calor integrado de dilución está definido como el calor absorbido o desprendido cuando el volumen contenido en un mol de soluto es disuelto por una cantidad del solvente.

La ley de Hess de la sumatoria del calor constante establece que el cambio de calor en una reacción química es la misma si la reacción tiene lugar en una o en algunas etapas intermedias. La dilución, aunque no es usualmente considerada como proceso químico, puede ser utilizada para ilustrar esta ley.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

Calorímetro

Vasos de precipitado

Pipetas

Vidrio de reloj

Termómetro -2 a 68 ºC (0.2ºC)

Agua

KOH

METODOLOGÍA

En este experimento el KOH es disuelto en una cantidad de agua y el calor desprendido es una vez más determinado.

Preparar las siguientes soluciones:

No. de sol	KOH gramos	H2O mL
1	5.6	54
2	5.6	90
3	5.6	180

Deje las soluciones durante suficiente tiempo para asegurarse que están a la misma temperatura dentro del laboratorio.

Determinar el cambio de calor haciendo las siguientes diluciones:

No. De solución	H2O mL
1	36
2	90
3	130

Las cantidades especificadas son de tal manera que la solución (2) tiene la misma concentración que la solución (1) después de que haya sido disuelta, y la solución (3) tiene la misma concentración que la solución (2), etc.

Determine el calor desprendido cuando 5.6g de KOH son disueltas en 54mL de agua y finalmente el calor desprendido en preparar la solución más diluida de las soluciones, previamente hechas, esto es 5.6g de KOH en 360ml de agua. Las variaciones externas de la temperatura deben ser evitadas y un termómetro graduable en 0.1°C (preferiblemente 0.2 a 0.1°C) es esencial, ya que algo de la temperatura se eleva y será de unas fracciones de grado.

Para calcular el calor de dilución use la siguiente información:

Dilución	Vtotal (mL)	Calor específico solución
5.6g KOH + 54 mL H2O	54	0.876 cal/g
Sol 1 + 36 mL H2O	90	0.916 cal/g
Sol 2 + 90 mL H2O	180	0.954 cal/g
Sol 3 + 180 mL H2O	360	0.975 cal/g
5.6 g KOH + 360 mL H2O	360	0.975 cal/g

Cálculos

"H = "T [ (magua + mKOH ) Ce + Kcal ]

Kcal = constante del calorímetro

RESULTADOS

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

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Práctica No. 10

Funciones termodinámicas medidas a partir de la FEM

ANTECEDENTES

Este experimento concierne con las medidas de FEM de una celda electroquímica a diferentes temperaturas y los cálculos de entropía, entalpía y los cambios de energía de Gibs de las reacciones en la celda. Para las medidas mínimas de FEM, están hechas a una temperatura (25°C) en un baño hielo-agua (0°C) un baño en agua caliente (70°C), usando las medias celdas Pb/Pb2+ y Cu/Cu2+ conectado con un puente salino. Calentando o enfriando lentamente las celdas muchos puntos de datos pueden ser obtenidos.

Cuando concentraciones de Pb2+ y Cu2+ iguales son utilizadas, la solución en ambas celdas (0.5M) la 2da parte de la ecuación de Nerst tiende a cero. Asumiendo que las actividades del Pb2+ y Cu2+ son iguales, el voltaje estándar Eo para las celdas será igual al voltaje medido E a 25°C (usar potenciales estándar).

La diferencia en FEM entre las mediciones de temperatura altas y bajas pueden ser relacionadas por el cambio de entropía "S por la relación:

-"S = (d"G/"T)P

Esta ecuación puede ser escrita:

-"S = "("G)/"T (1)

de la cual los datos individuales serían medidos y la presión atmosférica sería constante. Usando las relaciones entre la energía de Gibs y la FEM de una celda electroquímica

"G = -nFE (2)

sustituyendo en la ecuación (1) se obtiene

-"S = -"nFE/"T (3)

ó

"S = nF("E/"T) (4)

donde n es el número de moles-electrones transferidos en la reacción en la celda.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

Potenciómetro

Electrodos de Cu y Pb

Vasos de precipitado 600 mL

Tubos en U

Tubos de ensayo

Matraces aforados

Pipetas

Pinzas caimán

HNO3 (para limpiar electrodos)

CuSO4 0.5M

Pb(NO3)2 0.5M y 0.25M

KNO3 1M

Agua desionizada

Agar

Termómetro -10 a 110ºC

APARATO

Fig. 1

METODOLOGÍA

Prepare 2 puentes salinos de la siguiente forma: disuelva agar (2% en peso) y KNO3 (10% en peso) en agua desionizada. Mezcle las soluciones y caliente hasta que la mezcla se adelgace y espese, entonces adelgace nuevamente y ponga la solución caliente en un tubo en U húmedo para formar el gel (esto sucede en 10-15min).

Prepare 100ml de solución CuSO4 0.5M, 100ml de Pb(NO3)2 0.5M y 100ml KNO3 1M, usando matraces volumétricos. Limpie los electrodos usando una celda de acero y después con HNO3 1M y agua desionizada.

Construya las semiceldas vaciando 25-40ml de CuSO4 o Pb(NO3)2 en un tubo de ensaye de 50ml y colocando los electrodos apropiados dentro del tubo de ensaye. Un tercer tubo de ensaye de 50ml es llenado con 25-40ml de una solución electrolítica de una mezcla de Pb(NO3)2 y KNO3 (volúmenes iguales). Los tubos de ensaye son introducidos en un baño de agua Maria (vaso de precipitado de 600ml), los puentes salinos son adicionados y el medidor de pH se une a los electrodos con unas pinzas caimán.

Debido a que los iones sulfato migrarán desde la solución Cu2+ a través del puente salino hacia la solución de iones Pb2+, un solución electrolítica intermedia de Pb(NO3)2 0.25M / KNO3 0.5M es usada. El puente salino conecta la solución electrolítica para ambas semiceldas Pb/Pb2+ Cu/Cu2+. Cuando las semiceldas son calentadas, la rapidez de migración de los iones aumenta, pero la presencia de Pb2+ en la solución electrolítica precipita la mayoría de los iones sulfato como PbSO4 y evita que ellos alcancen la semicelda Pb/Pb2+. Después de medir la temperatura ambiente, E se toma y la temperatura es registrada. Agua y hielo son adicionados al vaso de 600ml para enfriar las celdas. Cuando la temperatura se ha estabilizado (5-10min), mediciones de E y T son anotadas y la solución es calentada hasta aproximadamente 70°C. El calentamiento es suspendido y la temperatura y el voltaje son medidos, son llevados a cabo nuevamente.

Cálculos

El valor de E a temperatura ambiente (25°C) es usado en la ecuación "G= -nFE para determinar un valor de "G para la reacción.

Los valores de E a altas y bajas temperaturas son usados en la ecuación (4) para determinar "S. Muchos puntos de datos pueden ser obtenidos mientras que la celda sea calentada o enfriada lentamente.

Grafique E vs T y determine "S de la pendiente de la línea, "E/"T y la ecuación anterior. Conociendo "G y "S, "H se encuentra con "G = "H - T"S

Comparar los valores con los de la literatura.

Precaución

Los resultados experimentales dependen de: la exactitud de preparación de Pb2+ y Cu2+, los buenos contactos eléctricos entre caimanes (pinzas) y electrodos, que los electrodos tengan un metal limpio que no haya sido usado antes.

RESULTADOS

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO

LABORATORIO DE TERMODINÁMICA

Práctica No. 11

Determinación del coeficiente de actividad en el punto de congelación

ANTECEDENTES

Punto de congelación

La transformación de un líquido a sólido se conoce como congelación y el proceso inverso se denomina fusión. El punto de congelación y el punto de fusión de un líquido es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en equilibrio.

El punto de fusión (o congelación) normal de una sustancia es la temperatura a la cual se funde (o congela) a 1atm de presión.

Actividades a partir de la depresión del punto de congelación

El punto de congelación de una solución es menos que el del disolvente puro. Los coeficientes de actividad del disolvente y soluto pueden en especial determinarse como una función de concentración con un alto grado de exactitud.

En este experimento se determinan los coeficientes de actividad del agua en soluciones de ácido clorhídrico de diferentes concentraciones y las mediciones se hacen en el punto de congelación. Cuando el agua es pura, su actividad es unitaria. En soluciones ideales la actividad del solvente es igual a su fracción molar

a1 = x1 (1)

y en soluciones reales, la actividad del solvente está dada por

a1 = x11 donde 1 es el coeficiente de actividad del solvente. Cuando una solución de cualquier soluto en agua congela, el equilibrio que se establece es el sig:

agua (sólida) = agua (solución) (2)

ya que el sistema está en equilibrio G = 0 se escribe

G (sólido) = G1 (disolvente) (3)

La relación entre la energía de Gibbs/mol del solvente G1 en solución a cualquier fracción mol del solvente x1, dada por:

G1 (solución) = G1 (líquido) + RT ln (a1) (4)

donde G1 (líquido) es la energía de Gibbs por mol de solvente puro, y a1 se define por la ecuación (2), sustituyendo a la ecuación (3) en la ec. (4)

G1 (sólido) = G1 (líquido puro) + RT ln(a1) (5)

ya que  (G/T)/ T = -HT2 a presión constante, diferenciando la ec. (5) nos queda:

H (sólido) = H1 (líquido puro) - RT2 [ ln(a1)/ T]P (6)

donde H1 (sólido) = H1 (líquido puro) - H1 (sólido) es el calor molar de fusión del solvente puro agua.

La ec. (6) se escribe

"H (fusión) = RT [ ln (a1)/ T]P (7)

El calor de fusión es una función de la temperatura y depende de las capacidades caloríficas del agua (sólida) y agua (líquida)

"H (fusión) = "Hm - "Cp (Tm-T) (8)

donde Hm es el calor de fusión en el punto de fusión del solvente puro Tm

Sustituyendo (8) en la ec. (7) nos queda:

[ln(a1)/ t]P = ["Hm / RT2] - ["Cp (Tm-T) / RT2] (9)

Cuando la ec. (9) es integrada se obtiene:

Ln(a1) = ("Hm - RT) + ("Cp Tm / RT ) + ("Cp lnT / R ) + cte (10)

Donde a1 = 1 cuando T= Tm, la cte de integración puede ser evaluada y rearreglada, la ec. (10) nos da:

Ln (a1) = -( "Hm - "CpTm / RTm) (Tm/ T-1) - ["Cp Ln(Tm/T)]/ R (11)

Para el agua Hm = 6.008 + -4J/mol, Tm=273.10K y Cp=38.7+ -0.2 JK-1mol-1

Sustituyendo estos valores en la ec. (11) produce:

Ln (a1) = 1.9372 (273.16-1) - 4.583 ln ( 273.16 / T) (12)

T

Cuando la ec. (12) se calcula la actividad a1 del solvente agua para una solución que congela a temperatura T. Posteriormente a partir de la fracción mol del agua en la solución, podemos calcular el coeficiente de actividad del agua usando la ec. (2)

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

Vasos de precipitado 100 ml

Pipetas

Calorímetro

Termómetro -8 a 32ºC (0.2C)

Tapones de corcho

Tubos de ensaye

Pinzas para tubo de ensaye

Matraces 500ml con tapón

Bureta 50ml

Picnómetro de Weld

Vaso Dewar de 500ml

Fenoftaleína

NaOH

HCl

APARATO

METODOLOGÍA

A partir de HCl (12M) prepare 500ml de concentraciones 1.0, 1.5, 2.0, 2.5, 3M de HCl en los matraces. Ponga los recipientes con soluciones de un lado y otro recipiente con agua destilada en hielo hasta que alcancen todas unas temperaturas de 0 ° C. Ponga 250ml de hielo picado en un vaso Dewar y cúbralo con agua destilada que ha sido enfriada a 0°C. Agite la mezcla hielo-agua vigorosamente hasta que la lectura a 0°C se mantenga constante, teniendo cuidado de que el mercurio del termómetro no se haga viscoso. Drene el agua del hielo y añada 50 mL de soluciòn de HCl 3M para cubrir el hielo. Agite vigorosamente y registre la nueva temperatura. Drene la solución y transfiéralo a un vaso de precipitado. Permita que la solución alcance la temperatura ambiente y mida la densidad con de la solución con ayuda de un picnómetro. Diluya una alícuota de la solución hasta 100ml y titule con NaOH 0.1M.

Calcule la fracción mol del agua en la muestra dada original. Repita el procedimiento con las otras soluciones de HCl, y haga las diluciones pertinentes para que las cantidades sean sensibles a la solución NaOH.

Cálculos

A partir de los puntos de congelación medidos, calcule la actividad del agua en cada solución con la ecuación (12).

Calcule los coeficientes de actividad con la ec. (2).

Tabule los resultados experimentales calculados.

RESULTADOS

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO

LABORATORIO DE TERMODINÁMICA

Práctica No. 12

Tensión superficial

ANTECEDENTES

Las moléculas dentro de los líquidos son jaladas en todas direcciones por las fuerzas intermoleculares, no hay tendencia para una sola dirección. Sin embargo, las moléculas de la superficie son jaladas hacia abajo y hacia los lados por otras moléculas pero no hacia arriba de la superficie. En consecuencia, estas atracciones intermoleculares tienden a jalar a las moléculas hacia adentro del líquido lo que ocasiona que la superficie se tense como si fuera una película elástica.

Una medida de la fuerza elástica que existe en la superficie de un líquido es la tensión superficial. La tensión superficial es la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área. Los líquidos tienen fuerzas intermoleculares grandes y tensiones superficiales grandes.

La tensión superficial depende de la naturaleza del líquido y gas que le rodea.

III. PARTE EXPERIMENTAL

MATERIAL Y REACTIVOS

Agitador de alambre

Anillo

Escala con divisiones en mm

Mechero

Pinzas para bureta

Soporte universal

Tela de alambre

Termómetro 0-110°C

Tubos capilares

Tubo c/ salida lateral

Vaso de precipitado de 1L

Agua destilada

Líquido problema

DIAGRAMA DEL APARATO

METODOLOGÍA

La tensión superficial de un líquido se determina midiendo la altura de una columna del líquido en un capilar de diámetro conocido.

Limpiar los capilares muy bien, montar el aparato. Colocar agua destilada en un tubo de ensaye, ajustar el aparato y la temperatura del baño. Soplar el capilar para que entre agua, esperar a que se equilibre y medir la altura del líquido. Repetir con temperaturas en intervalos de 10°C.

RESULTADOS

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFÍA

OBJETIVO

• Determinar experimentalmente la variación de la presión de un gas confinado cuando varía su temperatura.

• Plato caliente

• Matraz kitasato de 250 mL

• Termómetro

• Manguera

• Tubo en U

• Tapón de corcho

• Embudo

• Vaso de precipitado 1L

• Hojas milimétricas

• Agua

• Hielo

• Mercurio

OBJETIVO

• Determinar la densidad del aire y el argón con el método de Regnault

2. Densidad del argón

Matraz redondo de fondo plano de 250mL

Tapón con 2 horadaciones

Tubos de vidrio correctamente doblados (uno cerca del fondo del matraz y otro al final del borde del tapón)

Mangueras

Pinzas 3 dedos

Termómetro

Probeta de 250mL

Cilindro con gas argón

Densidad del aire

Matraz redondo de fondo plano de 250mL

Tapón horadado

Tubo de aproximadamente 3in (pulgadas) de longitud

Manguera de 2in de diámetro

Probeta de 250mL

Pinzas Mohr (llave clip)

Termómetro de 0-100ºC

OBJETIVO

• Determinar la masa molar de un líquido volátil método de Dumas.

OBJETIVO

• Ilustrar la Ley de Graham comparando las velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas: amoniaco y cloruro de hidrógeno.

• Comparar la velocidad de difusión de los gases con la de los líquidos.

Matraz Erlenmeyer de 250mL

Ligas

Vaso de precipitado de 1L

Termómetro de 0 a 100°C

Probeta 100mL

Pinzas para matraz

Soporte con aro y tela de asbesto

Mechero

Alfiler

Perlas de vidrio

Laminillas de aluminio (papel aluminio de 6 x 6 cm)

Triclorofluoroetano o cetona

OBJETIVO

• Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a temperatura constante.

• Establecer una relación entre presión y volumen.

OBJETIVO

• Determinar experimentalmente la Ley de Charles así como el cálculo de la constante de los gases.

Para obtener el peso molecular (PM)

PV = nRT

PV = (m / PM) RT

PM = m RT

PV

Donde:

V = velocidad

M = peso molecular

D = densidad

OBJETIVO

• Explicar el concepto de entalpía de reacción y poderla determinar experimentalmente para una reacción en fase líquida.

• Explicar el concepto de calorimetría y determinar su valor.

• Explicar el concepto de calor de neutralización y calor de disolución y determinar su valor.

OBJETIVO

• Determinar el calor que libera el cobre cuando se precipita por el zinc en un desplazamiento.

OBJETIVO

• Determinación del calor de dilución del hidróxido de potasio (KOH) al ser disuelto en diferentes volúmenes de agua.

OBJETIVO

• Determinar propiedades termodinámicas a partir de la medición de voltaje en 2 semiceldas

• OBJETIVO

• Determinación del coeficiente de congelación siguiendo el procedimiento y cálculos mostrados.

• OBJETIVO

• Determinar la tensión superficial de un líquido problema