protocolo practicas fisicoquimica ambiental
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1 Elaboró: Prof: Jairo Granados., MSc. Docente ECAPMA.
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente
Protocolo de prácticas de la Escuela – versión 2011
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA
ESCUELA DE CIENCIAS AGRICOLA, PECUARIAS Y DEL MEDIO AMBIENTE
ECAPMA
PROTOCOLO DE PRÁCTICAS PARA LA ESCUELA
FISICOQUÍMICA AMBIENTAL
Código: 358115
Director Nacional
JAIRO ENRIQUE GRANADOS MORENO., MSc.
2011
2 Elaboró: Prof: Jairo Granados., MSc. Docente ECAPMA.
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente
Protocolo de prácticas de la Escuela – versión 2011
I – ACTIVIDADES PARA EL ESTUDIANTE
PRACTICAS DE LABORATORIO
1. IDENTIFICACION DE LA PRÁCTICA
Nombre de curso Fisicoquímica Ambiental
Código de curso 358115
Valor de esta actividad práctica Se asignará un valor en puntos según la rúbrica de evaluación
Nombre del director de curso Jairo Enrique Granados Moreno
CEAD al que pertenece
Sede Nacional José Celestino Mutis
Contacto del director de curso
jairo.granados@unad.edu.co
Tel:3443700-Ext: 374. Cel.3202280647
Espacio donde se debe desarrollar la
práctica
Laboratorios de Bioquímica y Nutrición Sede Nacional JCM,
Laboratorios de Nutrición y química, sede Valledupar
Laboratorios de investigación Centro Agroecológico Valsálice
CEAD ó instituciones en convenio que dispongan de la infraestructura para el desarrollo de los protocolos
Objetivos de la práctica
Estudiar procesos fisicoquímicos ambientales que involucren conceptos como: capacidad calorífica, entalpía molar de disolución, gases, cinética de reacciones y adsorción en suelos y soluciones
Justificación de la práctica
La fisicoquímica dedica su principal atención a estudiar las
teorías, leyes, principios y conceptos, relacionados con los
procesos químicos que ocurren en el tiempo y con el equilibrio
químico, teniendo en cuenta la acción de potenciales como la
energía libre molar (potencial químico) y la entropía (potencial
termodinámico) .Cuando este enfoque se da en el análisis de
procesos a nível de la biosfera (suelo, agua y atmósfera) ,se
aterriza en la fisicoquímica ambiental. Las leyes de cómo las
reacciones químicas ocurren comienzan a entenderse más en la
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interacción concreta de iones, átomos y moléculas con otras y
con radiación (fotoquímica). La tarea principal y general de la
físico química será entonces predecir como ocurrirá una reacción
química en el tiempo y el resultado final (el estado de equilibrio)
en diferentes condiciones ambientales, teniendo en cuenta datos
de la estructura y propiedades de las moléculas de las sustancias
formadas del sistema estudiado.
Competencias a desarrollar
El estudiante comprende los elementos conceptuales,
procedimentales y metodológicos que están involucrados en la
cuantificación de: capacidad calorífica, entalpía molar de
disolución, constante universal de los gases, parámetros cinéticos
y variables de adsorción en suelos y soluciones
Duración de la práctica.
12 horas
Mecanismo mediante el cual se evaluará la
práctica:
A través de la rúbrica de evaluación la cual va adjunta al final de del presente protocolo (la misma que está en el aula virtual)
2. METODOLOGIA
PRÁCTICA 1. DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y
ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm) OBJETIVOS:
1. Hallar la capacidad calorífica de un calorímetro (C) mediante el balance de calor
establecido en la mezcla de masas de agua a diferente temperatura
2. Determinar el calor de producido en la disolución de Hidróxido de Sodio en agua
3. Calcular la entalpía de molar de disolución y el cambio entrópico molar de la mezcla en
el proceso anterior
4. Encontrar el porcentaje de error del ΔHsn encontrado en esta experiencia.
FUNDAMENTO TEÓRICO
La capacidad calorífica (C), como propiedad extensiva de una sustancia, indica la
cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una
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determinada cantidad de sustancia, su valor se halla mediante la ecuación: C=mce,
ahora, Si se conoce el calor específico (ce) y la cantidad de una sustancia, entonces el
cambio en la temperatura de la muestra (Δt) indicará la cantidad de calor (q)1 que se ha
absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuación para calcular el cambio de
calor es:
q = mcΔt
donde m es la masa de la muestra y Δt es el cambio de la temperatura:
Δt = tfinal – tinicial
El calor liberado o absorbido por reacciones que se mantienen bajo presión constante
puede relacionarse a una propiedad que se llama entalpía y se le da el símbolo de H, es
una propiedad extensiva y depende de la cantidad de materia.
Para una disolución ó mezcla de dos componentes, La entalpía molar de disolución
(ΔHsn), corresponde al calor que libera ó absorbe un sistema cuando se añade a
temperatura y presión constantes, 1 mol de soluto a una cantidad suficiente de un
disolvente para producir una solución de la concentración deseada (Levine I.,1996); esta
magnitud se expresa así:
ΔHsn=
Donde Qsn es el calor de disolución y n representa el número de moles del soluto añadido.
En esta práctica, se evaluará ΔHsn, en un proceso de disolución acuosa de NaOH.
Para este propósito se añadirá una cantidad conocida de hidróxido de sodio en un
1 q es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos
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volumen fijo de agua .Midiendo subsecuentemente las temperaturas final e inicial del
sistema y Con base en los datos del calorímetro, se realizará un balance de calor para
determinar la entalpía molar de disolución, de acuerdo a la siguiente ecuación :
Qliberado = -(Qcalorímetro + Qsn)
Donde :
Qcalorímetro= C.∆T = C (T2-T1) y Qsn= msnCsn ∆T
C, representa la capacidad calorífica del calorímetro ó vaso Dewar y se halla:
C=mcce (mc indica la masa del calorímetro y ce= calor específico del recipiente ,
el cual se determina en la etapa de calibración)
Finalmente, la entalpía molar se halla así: ΔHsn=
Adicionalmente con base en este procedimiento, se puede calcular el valor de la entropía
de mezcla(ΔSm) ó de solución , de la siguiente forma:
ΔSm=2,303.nstoCsnlog
Recordando que Csn es el calor específico de la solución, el cual habitualmente es muy
parecido al del agua pura
MATERIALES
Calorímetro (Vaso Dewar, termo ó recipiente de icopor), Beaker (vaso de precipitado),
Probeta graduada de 100mL , Termómetro, Balanza analítica
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REACTIVOS: Hidróxido de sodio en lentejas, Agua destilada, muestra de agua de río,
quebrada ó de origen industrial, agrícola ó pecuaria.
PROCEDIMIENTO:
1. Calibración del calorímetro ó vaso Dewar
Lavar y secar el vaso Dewar (dejarlo secar al aire libre para que tome la temperatura
ambiente), pesarlo en la balanza y registrar como :mc
En un beaker calentar 100 mL de agua hasta alcanzar 80°C (T1)
Alistar 100mL de agua en otro beaker, medir su temperatura (T) y adicionarla al
calorímetro ó vaso Dewar, taparlo y tomar lecturas de la temperatura del agua cada
minuto, durante 5 minutos, hasta que permanezca constante ,registrar como T0
Después de transcurrido este tiempo , agregar los 100mL de agua que están a 80°C,
tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar y leer la temperatura de la mezcla cada
minuto durante 5min ,verificando que la temperatura de equilibrio ,permanece
constante ; registrar este último valor como : Teq
TABLA DE DATOS
Sustancia
TEMPERATURA (°C)
T T1 T0 Teq
Agua(ambiente) ___ ___
Agua caliente ____ ____ ___
Mezcla ____ ____ ____
Calorímetro mc =
CÁLCULOS
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A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:
d=
encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la mezcla
Teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad,
hallar la masa en gramos de cada muestra . registrar así: m1 para el agua a temperatura
ambiente ( T ) y m2 para el agua caliente( T1)
Con base en la ecuación de balance de calor:
Q ganado=-Q cedido
donde:
Q ganado = es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temperatura
ambiente
Q cedido= es el calor perdido por la masa de agua caliente.
Se tiene que:
mcCe(Teq- T0) + m1CH2O(Teq- T0)=-m2CH2O(Teq- T1)
De esta expresión se debe despejar Ce y luego reemplazar los datos obtenidos.
Con el valor de Ce y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C
2. Calor Específico de una muestra de agua de origen industrial ó agrícola ó
pecuaria, etc.
Lavar y secar el vaso Dewar (dejarlo secar al aire libre para que tome la temperatura
ambiente), pesarlo en la balanza y registrar como : mc
En un beaker calentar 100 mL de agua destilada, hasta alcanzar 80°C (T1)
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Alistar 100mL de la muestra de agua industrial, pecuaria ó agrícola, etc, en otro
beaker, medir su temperatura (T) y adicionarla al calorímetro ó vaso Dewar, taparlo
y tomar lecturas de la temperatura del agua cada minuto, durante 5 minutos, hasta
que permanezca constante ,registrar como T0
Después de transcurrido este tiempo , agregar los 100mL de agua que están a 80°C,
tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar y leer la temperatura de la mezcla cada
minuto durante 5min ,verificando que la temperatura de equilibrio ,permanece
constante ; registrar este último valor como : Teq
TABLA DE DATOS
Sustancia
TEMPERATURA (°C)
T T1 T0 Teq
Muestra de Agua ___ ___
Agua caliente ____ ____ ___
Mezcla ____ ____ ____
Calorímetro mc =
CÁLCULOS
A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:
d=
encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la mezcla
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Teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad,
hallar la masa en gramos de cada muestra, registrar así: m1 para la muestra de
agua, a temperatura ambiente ( T ) y m2 para el agua caliente( T1)
Con base en la ecuación de balance de calor:
Q ganado=-Q cedido
Se tiene que:
mcCe(Teq- T0) + m1Cm(Teq- T0)=-m2CH2O(Teq- T1)
Donde: Cm es la capacidad calorífica de la muestra de agua analizada.
De esta expresión se debe despejar Cm y luego reemplazar los datos obtenidos.
3. Entalpía molar de disolución del hidróxido de sodio en agua.
Alistar el calorímetro, lavar y secar
Pesar exactamente en un vidrio de reloj 2 g de NaOH (anotar como mNaOH ),
medir su temperatura :T1
Adicionar 200mL de agua destilada al calorímetro, taparlo e inmediatamente
registrar la temperatura del sistema cada minuto durante 5 min, hasta que
permanezca constante (T0), anotarla en su tabla de datos
Después de transcurrido este tiempo , agregar el NaOH rápidamente al calorímetro
utilizando una varilla de vidrio, tapar inmediatamente el vaso Dewar ,agitar
vigorosamente y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 10 min
,verificando que el sistema alcance la temperatura de equilibrio permaneciendo
constante ; registrar este último valor como : Teq , en su tabla de datos
Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro.
TABLA DE DATOS
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Sustancia
TEMPERATURA (°C)
T T1 T0 Teq
Agua(ambiente) ____ ___ ___
NaOH ____ ____ ___
Disolución ____ ____ ____
Calorímetro mc =
CÁLCULOS
A partir de la temperatura T0 y utilizando la siguiente ecuación:
d=
encontrar la densidad de la masa de agua adicionada al calorímetro
Con base en la ecuación de balance de calor:
Q ganado=-Q cedido= Qsn
donde:
Q ganado=es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temp
ambiente (T0)
Q cedido= es el calor desprendido por efecto de la disolución del NaOH
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Se tiene que:
Qsn =-( C (Teq- T0) + mNaOHCH2O(Teq- T1))
El calor cedido en el proceso hará que aumentará la temperatura del agua, del
calorímetro y del propio NaOH. La aproximación que se hace es considerar el calor
específico del hidróxido similar al del agua (CH2O =1cal /g.°C= 4,18 J/g.ºC).
Teniendo en cuenta el valor hallado de Qsn y el número de moles de Hidróxido de
sodio adicionado al calorímetro , calcular la entalpía molar de disolución , así:
ΔHsn=
Calcular la molaridad (M) de la disolución estudiada.
Compara el valor obtenido con lo reportado en literatura y calcular el porcentaje
de error. Analizar las posibles causas de error.
Con base en la información de los numerales anteriores, determinar la entropía de
la mezcla , según la ecuación:
ΔSm=2,303.nNaOH Csnlog
TABLA DE RESULTADOS
Material
INDICADORES
C M ΔHsn ΔSm
Calorímetro ______ _______
NaOH aq ______
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GRÁFICAS
Elaborar un diagrama de barras que muestre los resultados obtenidos
DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS
Analice, discuta y confronte los resultados obtenidos , con su revisión de literatura
CONCLUSIONES
Plantear por lo menos 4 conclusiones finales relacionadas con lo diScutido en los
resultados de la práctica.
CUESTIONARIO
1. Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas.
2. ¿Qué significa calor diferencial de una solución?
3. ¿Cuáles son las aplicaciones industriales de la entalpía molar de disolución?
4. ¿Cuál es el papel fisicoquímico que desempeñan los iones Na+aq y Cl-aq en el
proceso de disolución?
5. Hallar el calor de disolución del NaOH en agua, cuando al disolver 1,2g de NaOH
sólido en 250 mL, la temperatura de la disolución se incrementa en 1,24 ºC. Así
mismo, calcular la entalpía molar de disolución del NaOH.
BIBLIOGRAFÍA
Levine Ira N.(1996) Fisicoquímica , Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid,
España
Romero C y Blanco L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio.
Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C
Castellan W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda
edición
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PRÁCTICA 2. DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES
OBJETIVOS
1. Recolectar gas carbónico a partir de la reacción entre el ácido clorhídrico y el carbonato
de calcio
2. Establecer la relación entre el número de moles(n) y el volumen de CO2 (V) producido
en condiciones de P y T constantes
3. Determinar por método gráfico y estadístico la constante R de los gases, a partir de la
pendiente de la recta de V contra n
4. Hallar el porcentaje de error del valor de la constante universal de los gases calculada
en esta experiencia.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Relación del volumen con el Número de moles
Teniendo presente que 1mol de oxígeno pesa 32 g, contiene 6,02x1023 moléculas y ocupa
un volumen de 22,414L en condiciones normales, luego 2 moles de oxígeno pesarán 64g,
poseerán 12,04x1023 moléculas y ocuparán un volumen de 44,828 L en condiciones
normales.
De lo anterior se puede deducir que el volumen de un gas varía directamente proporcional
al número de moles del mismo, es decir, V α n ó también:
Por lo tanto, su relación gráfica será una línea recta, como lo muestra en la siguiente
figura:
Ecuación de estado para un Gas Ideal
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La ley combinada nos indica que: V α T/P y además, partiendo del principio de Avogadro
se obtiene : V α n , Combinando estas proporcionalidades, se halla que:
ó también: , Despejando K, s e obtiene:
Ahora, si se analiza el valor de K en condiciones normales o estándar para n= 1 mol de gas
,se obtiene lo siguiente:
R se denomina la constante universal de los gases, esto significa que:
Gráfica 1. Relación entre V y n con P y T constantes
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Esta es la famosa ecuación de estado de los gases ideales, una de las más importantes en
fisicoquímica, ya que establece la relación directa entre presión, volumen, número de
moles y temperatura de un gas , permitiendo el cálculo de cualquiera de las 4 variables (
P, V n, T ),sí se conoce el valor de tres de ellas.
De la ecuación de estado, se puede demostrar que :
Por lo tanto, al obtener la gráfica de V contra n y linealizarla por el método estadístico de
los mínimos cuadrados, se hallará la pendiente (m) , la cual equivaldrá a la expresión ;
de ésta relación se puede despejar el valor de la constante R, así:
Como: m= entonces R= , luego al reemplazar los valores de la pendiente de la
recta, lo mismo que presión y temperatura del gas y ajustando las respectivas unidades, se
hallará R
El error relativo porcentual, se calcula así:
%Error =
Valores de R
La constante universal de los gases puede expresarse en un conjunto de unidades,
dependiendo de las que se le asignen a la presión y el volumen. Además, R puede
relacionarse con unidades de trabajo y energía. Estos valores se resumen en la siguiente
tabla:
Tabla 1. Valores de la constante universal de los gases expresada en diferentes unidades.
VALORES DE R UNIDADES
0,082 Litros-atm / mol x grado kelvin
8,31 Joules / grado Kelvin
1,98 Calorías / mol x grado Kelvin
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8,31 x 107 Ergios / mol x grado Kelvin
10,73 psia= pie cúbico / lb mol x grado Rankine
En esta experiencia, se estudiará la relación entre volumen y número de moles de CO2 ,
generado a partir de la reacción química entre el HCl y el CaCO3 (también se puede utilizar
NaHCO3). La ecuación es la siguiente:
2HCl(aq) + CaCO3(s) CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(aq)
Para lograr el objetivo propuesto, se harán reaccionar cantidades diferentes de CaCO3 en
un volumen fijo de HCl 2N, luego se recolectará el gas en una cuba hidroneumática,
donde se medirá el volumen de desplazamiento y la temperatura.
MATERIALES
Balón de fondo plano con desprendimiento lateral, Tapones de caucho horadados,
manguera con acople de vidrio, espátula metálica, probeta graduada de 500mL , beaker
grande de 1 L, termómetro, balanza analítica
REACTIVOS
Carbonato de calcio ó bicarbonato de sodio
Ácido clorhídrico 2N
Agua destilada
PROCEDIMIENTO
Alistar el montaje que se muestra a continuación:
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Figura1. Montaje de cuba hidroneumática para obtener gas carbónico
Llenar completamente la probeta con agua destilada e invertirla sobre el beaker
que también contiene agua hasta más o menos ¾ partes de su volumen (se puede
utilizar también una cubeta de plástico). Es importante que no queden burbujas en
el agua de la probeta y que ésta permanezca llena hasta el fondo de la misma.
Pesar cuidadosamente, sí es posible en balanza analítica , más ó menos : 0,1g ;
0,2g ; 0,4g ;0,8g y 1,2 g de CaCO3
Adicionar 200mL de HCl 2N en el balón de fondo plano, luego agregar 0,1g de
CaCO3 (w1), tapar, conectar inmediatamente la manguera y recolectar el CO2
mediante el desplazamiento del agua en la probeta. Cuando la reacción cese,
entonces medir el volumen (V1) de gas producido.
Tomar la probeta, tapar la boca con la mano, introducir cuidadosamente el
termómetro y medir la temperatura (T1) del gas, registrar en la tabla de datos.
Desocupar el balón , lavarlo ,secarlo y adicionarle otros 200mL de HCl 2N
Agregar al balón nuevamente 0,2 g de CaCO3 (w2), realizar el mismo montaje que
se explicó anteriormente y medir volumen (V2) de CO2 y la temperatura (T2) de
éste en la probeta.
Repetir el procedimiento con las demás cantidades de CaCO3 y medir laos
respectivos volúmenes y temperaturas del CO2 obtenido, registrar estos valores en
la tabla de datos.
TABLA DE DATOS
Tabla 2. Volúmenes y temperaturas de CO2 obtenidos en las 5 experiencias
Experimento W CaCO3 (g) V CO2 (mL) T (°C)
1 0,1 V1 T1
2 0,2 V2 T2
3 0,4 V3 T3
4 0,8 V4 T4
5 1,2 V5 T5
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CÁLCULOS
A partir de los gramos de CaCO3 adicionados y teniendo en cuenta la
estequiometria de la reacción, Calcular las moles de CO2 producidas en cada
experiencia.
Consultar la presión atmosférica de la región , lo mismo que la presión de vapor del
agua a la temperatura trabajada y encontrar la presión del gas carbónico. Es decir:
PCO2 =Patmosférica – PVapor de H2O
Con base en las temperaturas medidas en cada experimento, sacar un promedio
(Tprom)
Completar la siguiente tabla:
Experimento n CO2 (moles) VCO2 (mL) Tprom (K) P CO2 (atm)
1
2
3
4
5
Graficar Volumen contra número de moles de CO2 ,
Linealizarla por el método estadístico de los mínimos cuadrados , encontrar la
pendiente(m) y el coeficiente de correlación (r2)
Teniendo en cuenta la pendiente de la recta, lo mismo que temperatura promedio
y presión del gas carbónico , calcular la constante universal de los gases (R)
Hallar el porcentaje de error, del valor obtenido experimentalmente para R
GRÁFICAS
Mostrar las respectivas gráficas de V contra n
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DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS
Analice, discuta y confronte los resultados obtenidos, con su revisión de literatura.
CONCLUSIONES
Plantear por lo menos 4 conclusiones finales relacionadas con lo discutido en los
resultados de la práctica.
CUESTIONARIO
1. ¿Cuáles son los principales factores de error en este experimento?
2. Calcular el rendimiento ó eficiencia de la reacción química en cada experimento
,promediar los valores y analizar el resultado
3. ¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real ó no
ideal?
4. ¿Cuáles son las principales ecuaciones de estado de los gase reales ó no ideales?
BIBLIOGRAFÍA
Levine Ira N.(1996) Fisicoquímica , Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid,
España
Romero C y Blanco L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio.
Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C
Castellan W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda
edición
Granados J.,(1999),Fisicoquímica aplicada. Ed antropos, UNAD, facultad de ciencias
agrarias , segunda edición. Bogotá D C
20 Elaboró: Prof: Jairo Granados., MSc. Docente ECAPMA.
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PRÁCTICA 3. CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO, POR MEDIO
DEL HCl CONCENTRADO.
OBJETIVOS:
1. Estudiar la cinética de la reacción entre el tiosulfato de sodio y el ácido clorhídrico,
a partir de soluciones estándar de tiosulfato y manteniendo constante la
concentración del HCl durante el proceso.
2. Encontrar el orden de reacción (n), con respecto al tiosulfato, lo mismo que la
constante específica de velocidad (K) por el método diferencial de Jacobus Van’t
Hoff.
3. Determinar el semiperiodo o período de vida media (t1/2) para esta reacción.
4. Hallar la energía de activación (Ea) y el factor de frecuencia (A) de esta reacción,
aplicando la ley de Arrhenius
FUNDAMENTO TEÓRICO
El tiosulfato de sodio reacciona con el HCl de acuerdo a la siguiente reacción:
El ácido clorhídrico reacciona con el tiosulfato poniendo en libertad al ácido tiosulfúrico
(H2S2O3), que se descompone instantáneamente en dióxido de azufre, agua y azufre, el
cual se precipita en la solución produciendo u opacamiento de la misma. De esta forma, a
través de la reducción del azufre (2S+2 + 4e- --> 2S°), se puede seguir la cinética de esta
reacción.
La ley de velocidad es:
; donde
Aplicando el logaritmo decimal a ambos lados de la ecuación de velocidad (método
diferencial de Jacobus Van’t Hoff), se obtiene:
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Estas ecuación es una expresión lineal de la forma: Y = mX + b, donde, ;
m=n y . Por lo tanto, al graficar LogV contra , se debe obtener
una línea de pendiente igual al orden de reacción (n) e intercepto b=Log K[HCl]. Esto
significa:
A partir del intercepto, se calcula el valor de la constante específica de velocidad (K):
, entonces
Conociendo este dato (K) y suponiendo que la reacción es de primer orden, se determina
el semiperíodo o período de vida media (t1/2) así:
Además, si el proceso se desarrolla a dos temperaturas diferentes, puede encontrarse la
energía de activación de la reacción (Eac) y el factor de frecuencia de colisiones (A),
aplicando la ecuación o el método gráfico de la ley de Arrhenius.
De la anterior ecuación se puede despejar A, con el fin de sustituír los valores de:
energía de activación , Temperatura y constante específica de velocidad , para hallar el
factor de frecuencia de colisiones.
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LISTA DE MATERIALES LISTA DE REACTIVOS
5 Beaker de 80 mL Tiosulfato de sodio
(Na2S2O3) 0,1M
Pipetas graduadas de 5 y 10 mL HCl 1N
4 cronómetros Agua destilada
Termómetros
Baño termostatado o aparato de
calentamiento (mechero, trípode,
malla de asbesto)
Matraz de 1L
Balanza
PROCEDIMIENTO:
1. Alistar las soluciones de tiosulfato sódico (Na2S2O3)0,1 N y ácido clorhídrico 1N.
2. Lavar 4 erlenmeyers pequeños (80 o 100 mL), rotularlos del 1 al 4 y colocarlos
luego en un recipiente que contenga agua a temperatura ambiente (T1). Registrar
este valor con el termómetro.
3. A partir de la solución de tiosulfato sódico, preparar soluciones 0,05 M;0,025 M y
0,0125M de la siguiente forma:
Beaker [Na2S2O3] mL tiosulfato mL agua destilada
1 0,1 M 10 0
2 0,05 M 5 5
3 0,025 M 2,5 7,5
4 0,0125 M 1,25 8,75
4. Mezclar suavemente las soluciones anteriores.
5. Alistar el cronómetro en ceros y rápidamente agregar al beaker 1, 10 mililitros de
HCl 1N. Medir el tiempo (en minutos o segundos), que tarda la solución en
opacarse totalmente.
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6. Repetir el procedimiento anterior, pero colocando los beakers en un baño de hielo.
Registrar la temperatura (T2) y el tiempo en minutos que tardan las soluciones en
opacarse totalmente.
TABLA DE DATOS:
BEAKER [Na2S2O3] (M) TIEMPO (min)
T1(°C) T2(°C)
1 0,1000
2 0,0500
3 0,0250
4 0,0125
CÁLCULOS Y GRÁFICAS
1. Para cada temperatura trabajada (T1 y T2 ), completar la siguiente tabla:
T1(K ) [Na2S2O3] t(min)
Log
[Na2S2O3] Log V
0,1000M
0,0500M
0,0250M
0,0125M
2. En una sola hoja milimetrada, y con diferentes colores, trazar las gráficas de Log V
contra Log [Na2S2O3], para cada temperatura.
3. Linealizar las anteriores gráficas por el método de los mínimos cuadrados y a partir
de la pendiente (m) y el intercepto (b), calculados para cada una, encontrar el
orden de reacción (n) y las constantes específicas de velocidad (K1 y K2).
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4. Trazar las gráficas corregidas en una hoja milimetrada, indicando la ecuación
respectiva de cada una.
5. A partir de K1 y K2; T1 y T2 , determinar la ENERGÍA DE ACTIVACIÓN en cal/mol;
Kcal/mol y BTU/mol, lo mismo que el FACTOR DE FRECUENCIA (A) para esta
reacción. (utilizar el método algebraico o gráfico de Arrhenius).
6. Trazar la gráfica de Log K contra 1/T y a partir del intercepto (b), encontrar el factor
de frecuencia de Arrhenius (A=antilog (b)). Comparar este valor con el que obtuvo
en 5.
7. Graficar Log[Na2S2O3] contra tiempo, para la temperatura (T1); linearizar por
mínimos cuadrados y por medio de la pendiente, calcular la constante específica
de velocidad (k1) de la siguiente forma:
8. Comparar los valores de k1, hallados en 3 y 7, analizar.
9. Con el valor de K1 encontrado en 7, hallar el período de vida media de la reacción
(t1/2).
10. Trazar la gráfica de [Na2S2O3] contra tiempo, analizar.
TABLA DE RESULTADOS
T (K) n k(min-1) Eac
(cal/mol) t1/2(min)
T1=
T2=
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GRAFICAS
Recuerde que debe presentar las siguientes gráficas:
1. Log V contra Log[Na2S2O3]
2. Log k contra 1/T (K)
3. Log [Na2S2O3] contra t (min)
4. [Na2S2O3] contra t (min)
CUESTIONARIO:
1. A qué temperatura ocurrió más rápida la reacción? Qué tipo de parámetros
obtenidos por usted en esta práctica, justifican su respuesta?
2. ¿Por qué se trabaja con ácido clorhídrico de concentración constante (1M)?
3. ¿qué significados tienen los valores de la energía de activación, el valor de
frecuencia de Arrhenius y el período de vida media, determinados por usted en
este experimento?
4. Cuáles son las principales aplicaciones de la cinética química a nivel Ambiental?
BIBLIOGRAFÍA
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.
BROWN, Theodore y LEMAY, Eugene H. Química. Mexico D.F : Prentice Hall, 1987. pág. 895.
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill Interamericana, S.A, 2002. pág. 732.
CURTIS, Helena. BIOLOGÍA. Buenos Aires : Panamericana, 2001. pág. 1500.
GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá : Arfo Editores Ltda, 1996. pág. 436. RAMETTE, Richard W. Equilibrio y Análisis químico. Mexico : Fondo Educativo Interamericano, 1983.
LEVINE IRA N.(1996) Fisicoquímica , Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid, España
ROMERO C Y BLANCO L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio. Academia
Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C
CASTELLAN W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda edición
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PRÁCTICA 4: ADSORCIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDO ACÉTICO EN SUELOS Y
CARBÓN ACTIVADO
OBJETIVOS
1. Determinar la adsorción de 2 soluciones de ácido acético, en muestras de suelo y
carbón activado, mediante titulación ácido-base.
2. Encontrar la constante de equilibrio de adsorción del ácido acético (K) y el número de
moles por gramo, que son necesarios para formar una monocapa (Nm), lo mismo que la
fracción de superficie sólida cubierta por las moléculas adsorbidas( ), en las dos muestras
analizadas.
3. Estudiar el proceso a dos temperaturas (T1 y T2), con el fin de calcular el calor
diferencial ó variación entálpica(ΔH) de adsorción en las muestras de suelo y carbón
activado.
FUNDAMENTO TEÓRICO
La adsorción, es la transferencia selectiva de uno o más solutos (adsorbato) de una
solución a una de partículas sólidas (adsorbente). Con este término, se describe el hecho
de que hay una concentración mayor de moléculas absorbidas en la superficie del sólido
que en el gas o en la solución. En forma similar, la operación inversa, denominada
desorción, produce la separación de las especies que se encontraban originalmente en el
sólido. En general, la Adsorción incluye la acumulación de moléculas de soluto en una
interfase; Tal acumulación por unidad de área es pequeña, por consiguiente, se prefieren
sólidos altamente porosos con áreas internas muy grandes por unidad de volumen y con
superficies irregulares, donde las energías están dadas principalmente por las fuerzas de
Van der Waals. Como ejemplos clásicos de estos adsorbentes comúnmente usados en la
industria, se tiene: carbón activado, alúmina (Al2O3), gel de sílice (SiO2), zeolitas y tamices
moleculares. Una particularidad de las interacciones de adsorción es el hecho de que la
molécula que se adsorbe interactúa, no solo en el centro en la superficie del absorbente
(ión, átomo o molécula que forman su malla), sino con varios centros vecinos. El
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fenómeno de adsorción tiene mucho en común con la asociación molecular de los
líquidos, debido a la formación de un enlace de hidrógeno entre la molécula del adsorbato
y los correspondientes grupos o iones en la superficie del adsorbente. Así, cuando se
adsorben moléculas de agua, alcoholes, éteres, aminas, etc, en adsorbentes cuya
superficie esté cubierta por grupos de hidroxilo, se produce una formación de complejos
moleculares con puentes de hidrógeno (Guerasimov Y., et al. 1980)
Cuando las moléculas adsorbidas reaccionen químicamente con la superficie del solido el
fenómeno se denomina Quimiosorción. Debido a que en este caso se rompen y forman
enlaces químicos, la entalpía de adsorción tiene intervalos análogos al de una reacción
química, con valores cercanos a 400 KJ (Castellan G., 1987).
Con relación a los suelos y el carbón activado, su comportamiento químico depende del
carácter ácido o básico de su superficie. Esto está asociado a diversos grupos funcionales
de tipo orgánico que contienen el oxigeno, tal es el caso de los grupos carbonilo o
carboxilo.
La adsorción está influenciada por la naturaleza química de la superficie, dimensiones de
los poros del adsorbente y por las propiedades de las soluciones. En la superficie del suelo,
la sílice o del carbón activado, se adsorben con especial fuerza, las moléculas que puedan
formar, con los grupos oxhidrilos de la superficie, enlaces de hidrógeno (fenoles,
alcoholes, agua) y complejos de Quimiosorción (aminas).
Adsorción superficial de sólidos
La ecuación general (Guerasimov Y, et al. 1980) de la isoterma de adsorción de las
soluciones binarias es:
= (1)
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donde: = composición de la solución superficial; = constante de Equilibrio de
adsorción; = Fracción molar de la solución volumétrica
Dicha ecuación (1), es similar a la ecuación de Lagmuir para la adsorción de soluciones
(Shoemaker y Garland., 1968):
(2)
Donde:
= fracción de superficie sólida cubierta por las moléculas adsorbidas.
= concentración de la solución en equilibrio
Además,
(3)
Donde:
N: Representa el número de moles adsorbidos por gramo de sólido para un soluto en
equilibrio de concentración C
Nm : Es el número de moles por gramo, que son necesarios para formar una monocapa
Sustituyendo (3) en (2) y reorganizando, se obtiene la ecuación (4).
(4)
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Por lo tanto, al graficar C/N en función de C, se obtendrá una línea recta, de pendiente:
1 /Nm e intercepto: 1/ K. Nm.
De estos valores, se podrá calcular Nm y K , así:
(5)
(6)
Conociendo el área ( ), en Angstron cuadrados (27A°2), ocupada por una molécula
adsorbida sobre una superficie, entonces el área específica (A) en m2/g, estará dada por:
(7)
Na: Número de Avogadro (6,023 x 1023)
Otra forma de encontrar K y Nm, es plantear la ecuación de la doble recíproca de la
isoterma de Langmuir así:
(8)
De tal forma que al graficar: 1/N contra 1/ C, se obtiene una línea recta cuya pendiente
resulta:
(9)
y el intercepto ó punto de corte sobre el eje Y es:
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Protocolo de prácticas de la Escuela – versión 2011
(10)
Por lo tanto, de la expresiones (9) y (10), se pueden calcular:
Influencia de la Temperatura en la adsorción de las soluciones
La variación de la temperatura, puede influír directamente en la adsorción de las
soluciones, especialmente cuando éstas son solubles entre sí; Así, la adsorción de las
soluciones disminuye con el aumento de la temperatura. Este es un caso normal de la
influencia inversa en la concentración de la sustancia adsorbida, del campo adsortivo de la
superficie y del aumento de la energía cinética de las moléculas con la temperatura
(Guerasimov., et al .1980). Con base en la teoría termodinámica de adsorción de
soluciones, se puede plantear la relación entre concentración y temperatura mediante la
siguiente expresión (Shoemaker, 1968).
(11)
donde:
ΔH, es el calor diferencial (ó variación entálpica) para el proceso de adsorción a presión y
fracción superficial constante.
T: Temperatura; C: Concentración
Reordenando e integrando la ecuación (11) se obtiene:
] (12)
en donde:
C1 : es la concentración inicial de la solución a la temperatura más baja: T1
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C2: Es la concentración final de la solución a la temperatura más alta: T2
R: 1,98 cal/mol.K ó 8,31J/ mol.K
De la ecuación (12), el valor de ΔH, se puede calcular mediante la expresión:
(13)
MATERIALES
Equipo de Titulación: Soporte universal, bureta, Pinzas, erlenmeyer de 250mL , probeta de
100mL, embudo de filtración, espátula metálica, pipeta de 10mL, papel filtro,
Termoagitadores magnéticos ó varillas agitadores de vidrio, baño termostatado, beaker
de 250mL, balanza analítica.
Reactivos : Ácido acético glacial, Carbón activado, Hidróxido de sodio 0,1 N, Ácido acético:
0,150 M y 0,050M, Fenolftaleina, muestra de suelo seco.
PROCEDIMIENTO
1. Alistar 4 erlenmeyers ó Beakers de 250mL y rotularlos así: S1; S2; CA1; CA2.
2. Pesar en balanza analítica,4 muestras así: dos, de +/- 1 gramo de suelo y dos de +/-
1 gramo de carbón activado, registrar los valores como: Ws y Wca, en su tabla de
datos.
3. Colocar las muestras de suelo en S1 y S2 y las de carbón activado en los
erlenmeyer respectivos: S2 y CA2
4. Adicionar 100 mL de solución de ácido acético: 0,150M en los frascos rotulados: S1
y CA1. También agregar 100mL de ácido acético: 0,050M en los erlenmeyer: S2 y
CA2, respectivamente.
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5. Tapar rápidamente los recipientes y agitar periódicamente durante 30 minutos en
agitadores magnéticos ó con varilla de vidrio; después, dejar reposar por 15
minutos a temperatura ambiente: T1, la cual se debe medir con el termómetro.
6. Posteriormente, cada muestra se filtra sobre papel filtro cuantitativo, desechando
los primeros 10 mL del filtrado, como medida de precaución contra la adsorción
del ácido por el papel filtro.
7. Tomar con pipeta, exactamente 25 mL del filtrado de S1 y colocarlos en el
erlenmeyer del equipo de titulación. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína y agitar
suavemente por 10 segundos.
8. Alistar la bureta, lavarla, purgarla, colocarla en el soporte universal y cargarla con
NaOH 0,1N; enrasarla, ajustando el nível del líquido a cero.
9. Ubicar el erlenmeyer bajo la Bureta y titular, adicionando gota a gota el NaOH
sobre la solución presente en el erlenmeyer (el cual se agita suavemente), hasta
que aparezca y permanezca un color rosado ó violeta pálido. Registrar los mililitros
gastados de NaOH en su tabla de datos.
10. Repetir secuencialmente los pasos 7,8 y 9, con los tres filtrados restantes y
registrar los mL gastados de NaOH en la tabla de datos.
11. Repetir todo el experimento, etapas 1 a 10, a una temperatura más alta: T2
,cercana a 40°C, colocando los frascos en un termostato ó baño de María.
TABLA DE DATOS
Tabla 1: Datos para la adsorción de soluciones acuosas de ácido acético sobre suelos y carbón
activado, a las dos temperaturas trabajadas.
Muestras Simbología Wm (g) [Ác.acético] mL NaOH 0,1N
T1: ___°C T2:___ °C
Suelo S1 Ws1: 0,150M
S2 Ws2: 0,050M
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Carbón
Activado
CA1 Wca1: 0,150M
CA2 Wca2: 0,050M
CÁLCULOS Y GÁFICAS
1. Milimoles iniciales de ácido acético(H+), presentes en los 4 erlenmeyer, a la
temperatura T1
2. Milimoles finales de ácido acético(H+), neutrlizados por el NaOH, en cada
erlenmeyer, a la temperatura T1
3. Número de moles de ácido, adsorbidos por gramo de suelo (N),en cada
concentración de ácido acético(Frascos S1 y S2), a T1
4. Número de moles de ácido, adsorbidos por gramo de carbón activado (N), en cada
concentración de ácido acético(Frascos CA1 y CA2), a T1
5. Concentración Final del ácido acético, posterior al proceso de adsorción, en los
frascos S1, S2, CA1, y CA2, a T1
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6. Repetir este tipo de cálculos para el experimento realizado a la temperatura: T2
7. A partir de los valores de N y Cf, calculados para cada temperatura, completar la
siguiente tabla:
Tabla 2: Resultados de la adsorción de soluciones acuosas de ácido acético sobre suelos y carbón activado, a las dos temperaturas trabajadas.
Muestras Temp (°C) N(mmol/g) Cf(M)
Recíprocos
1/ N 1/ Cf
S1
S2
T1
T1 :
S1
S2
T2
T2
CA1 T1
CA2 T1
CA1 T2
CA2 T2
8. Con base en los valores der la tabla 2, trazar las gráficas de : 1/ N versus 1/ Cf, para
cada muestra trabajada( suelo y carbón activado), a la respectiva temperatura: T1 y
T2
9. Encontrar la pendiente( m) de cada recta, lo mismo que su intercepto (b) sobre el
eje Y ( para cada pareja de datos, a la temperatura trabajada)
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10. A partir de las pendientes e interceptos calculados, encontrar los valores de: Nm ,
K y A y teniendo en cuenta las ecuaciones 3, 7, 9 y 10 del fundamento teórico.
11. Utilizando la ecuación 13, determinar el calor diferencial de adsorción ( ), en
cada una de las muestras estudiadas.
TABLA DE RESULTADOS
Tabla 3: Parámetros para la adsorción del ácido acético sobre suelo y carbón activado
Muestras Temp (°C) Nm(mmol/g) K A(m2/g)
(cal/mol)
(J/ mol)
S1
S2
T1
T2 :
CA1 T1
CA2 T2
GRÁFICAS
Elaborar un diagrama de barras que muestre los resultados obtenidos
DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS
Analizar, discutir y confrontar los resultados obtenidos, con su revisión de literatura
CONCLUSIONES
Plantear por lo menos 4 conclusiones finales relacionadas con lo discutido en los
resultados de la práctica.
CUESTIONARIO
1. Consultar: tipos de adsorción, tipos de carbón activado y sus aplicaciones
ambientales
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Protocolo de prácticas de la Escuela – versión 2011
2. ¿Qué significa calor diferencial de adsorción y cuáles serían sus aplicaciones
ambientales?
3. ¿Cuál es la diferencia fisicoquímica, entre la adsorción de soluciones sobre suelos y
carbón activado?
BIBLIOGRAFÍA
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.
BROWN, Theodore y LEMAY, Eugene H. Química. Mexico D.F : Prentice Hall, 1987. pág. 895.
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill Interamericana, S.A, 2002. pág. 732.
CURTIS, Helena. BIOLOGÍA. Buenos Aires : Panamericana, 2001. pág. 1500.
GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá : Arfo Editores Ltda, 1996. pág. 436.
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A. Elementos necesarios para la práctica
Protocolos guía de la actividad, Preinformes impresos, Bata blanca ¾, cinta de enmascarar, bayetilla roja, vidriolap, muestras recolectadas y empacadas según la guía didáctica, libreta de anotaciones, lápiz, cámara fotográfica.
B. PRODUCTOS A ENTREGAR
Al tutor de práctica: 1. Todos los Preinformes de las prácticas, acorde al formato presentado en el foro de
trabajo colaborativo y que se anexa a la presente.
2. Los grupos de trabajo deberán entregar el informe de laboratorio, según los lineamientos establecidos en la guía de actividades del trabajo colaborativo y que también se anexa a este documento
3. Respuestas a la preguntas planteadas al final de cada guía.
Al Director de Curso ó tutor Virtual Todos los estudiantes (sin excepción) que realizarán sus prácticas en laboratorios de otras
zonas, diferentes al de la sede nacional JCM, deben elaborar obligatoriamente los dos
productos especificados en la guía de actividades, colgada en el foro de trabajo
colaborativo y enviarlos al foro mencionado , teniendo en cuenta la fecha límite allí
señalada.
3.EVALUACIÓN
La evaluación se discriminará así: 60 % valorado por el tutor de la práctica y un 40 %
calificado por el Director de curso ó tutor virtual. En general, La calificación Final
(sobre 150 puntos) del trabajo colaborativo se realizará de acuerdo con la siguiente
rúbrica.
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RÚBRICA DE TRABAJO COLABORATIVO (Evaluación Final)
TUTOR DE PRÁCTICA
Ítem evaluado
Valoración baja
Valoración Media
Valoración Alta
Máximo Puntaje
Participación en el desarrollo de la
práctica
El estudiante no participó en el
desarrollo de la práctica
(Puntos=0)
El estudiante tuvo una baja
participación en la práctica (Puntos=8)
El estudiante participó
activamente en la práctica
(Puntos=15)
15
Entrega de
datos
El estudiante no entregó tablas de
datos
(Puntos=0)
Las tablas de datos están incompletas
(Puntos=5)
Las tablas de datos, cumplen con lo solicitado
(Puntos=10)
10
Preinformes
El estudiante no entregó
preinformes (Puntos=0)
Los preinformes está
incompletos (Puntos=5)
Los preinformes cumplen con lo
solicitado (Puntos=10)
10
Organización del
informe
El informe no tuvo en cuenta las
normas básicas, indicadas en la
guía de actividades
(Puntos = 0)
Aunque el documento
presenta una estructura
base, la misma carece de algunos
elementos del cuerpo
solicitado
(Puntos =10)
El documento presenta una
excelente estructura, acorde
a la guía de actividades
(Puntos =20)
20
Estructura y
coherencia del
informe
El documento no siguió los
lineamientos del modelo artículo
científico
(Puntos = 0)
El documento está
incompleto
(Puntos=10)
El informe cumplió con objetivos y
lineamientos del modelo artículo,
científico de manera
25
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Protocolo de prácticas de la Escuela – versión 2011
satisfactoria
(Puntos = 25)
Desarrollo de
competencias
El estudiante no logró desarrollar las competencias
planteadas para la actividad
(Puntos = 0)
El estudiante logró
desarrollar parcialmente
las competencias
planteadas para la
actividad
(Puntos = 6)
El estudiante logró desarrollar
satisfactoriamente las competencias
planteadas para la actividad
(Puntos = 10)
10
Total de puntos posibles 90
DIRECTOR DE CURSO Ó TUTOR VIRTUAL
Ítem evaluado
Valoración baja
Valoración Media
Valoración Alta
Máximo Puntaje
Participación en el Foro de trabajo
colaborativo
El estudiante no participó en el Foro
(Puntos=0)
El estudiante tuvo una baja
participación en el foro
(Puntos=2)
El estudiante participó
activamente en el foro
(Puntos=5)
5
Estructura y coherencia del
informe ILAC
El documento PDF, no
siguió los lineamientos del modelo artículo
científico (Puntos = 0)
El documento PDF
está incompleto (Puntos=10)
El informe PDF, cumplió
con objetivos y lineamientos del modelo artículo,
científico de manera
satisfactoria (Puntos = 25)
25
Organización del informe
UVE con hipervínculos
El documento no tuvo
en cuenta las normas
básicas, indicadas en la guía de
Aunque el documento
presenta una estructura base, la misma carece
de algunos
El documento presenta una
excelente estructura y
navegavilidad, acorde
15
40 Elaboró: Prof: Jairo Granados., MSc. Docente ECAPMA.
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actividades (Puntos = 0)
elementos del cuerpo solicitado
(Puntos =10)
a la guía de actividades
(Puntos =15)
Ejercicios Aplicados
El grupo no desarrolló los ejercicios
aplicados (Puntos=0)
El grupo desarrolló los ejercicios de
forma incorrecta e incompleta (Puntos=5)
El grupo desarrolló correctamente los
ejercicios y en forma completa
(Puntos=10)
10
Autoevaluación
El grupo no desarrolló la autoevaluación de
los laboratorios (Puntos=0)
El grupo desarrolló la
autoevaluación en forma parcial
(Puntos=2)
El grupo desarrolló completa y
correctamente la autoevaluación
(Puntos=)
5
Total de puntos posibles 60
II – ACTIVIDADES PARA EL TUTOR
El tutor de práctica, debe entrar en contacto desde el inicio del período académico
con el director de curso, con el objetivo de conformar la red de tutores, la cual se
trabajará desde los correos institucionales
Logística y desarrollo de la práctica
Selección del sitio donde se desarrollará la práctica
Aseguramiento logístico para desarrollo de la práctica
Entrega de la guía a los estudiantes y seguimiento de la práctica: Su rol debe
ser de orientador y facilitador en el desarrollo de las actividades.
Conclusiones de la práctica. Establecer un mecanismo que permita el
intercambio de ideas, aclaración de dudas y planteamiento de conclusiones de
manera conjunta.
Evaluación. El tutor realizará la evaluación de la práctica de acuerdo con la
rúbrica.
1. Informe de Actividades
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El tutor de prácticas deberá elaborar un informe sobre el desarrollo de las actividades
del componente práctico el cual debe ser entregado al director de curso. Dicho
informe estará compuesto por los siguientes formatos diligenciados
Formato 1: Datos generales de la práctica CONTROL Y SEGUIMIENTO AL DESARROLLO
DEL COMPONENTE PRÁCTICO
Nombre del tutor
CEAD donde se
encuentra el tutor
Curso
Título de la práctica
Fecha de realización
Dia:______________ Mes_______________ Año:_________
Lugar donde se
desarrolló la práctica
Lugar: ____________________________________________ Municipio:_______________ Departamento:______________
Temas abordados en la
práctica
Materiales y equipos
empleados en la práctica
Observaciones
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Costo aproximado
Transporte:________________________________________ Materiales y equipos:________________________________
Formato 2: Registro de asistencia de los estudiantes a las actividades prácticas
REGISTRO DE ASISTENCIA DE ESTUDIANTES A LAS ACTIVIDADES PRÁCTICAS
No NOMBRES APELLIDOS CODIGO FIRMA
1
2
3
4
5
6
7
8
9
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24
25
Datos del tutor
Nombre: _________________________________________ Cédula: ____________ Firma: ________________________ Correo___________________________________________ Teléfonos _______________ Celular __________________
Anexos
Evidencias del desarrollo de la práctica (Fotografías, videos, etc).
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Formato 3: Reporte de calificaciones obtenidas por los estudiantes
REPORTE DE CALIFICACIONES
Curso: __________________________ Código:__________________________ Título de la práctica: _______________ ________________________________
CEAD:_______________________________ Fecha:_______________________________ Tutor: _______________________________ Firma:_______________ Cédula:_________
No Apellidos y Nombres Código
Participación en el
desarrollo de la práctica
Informe Redacción y ortografía
Total en
puntos Justificación
1
2
3 4
5
6
7
8
9
10
11
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ANEXOS
PRESENTACIÓN DE INFORMES Y PREINFORMES
La elaboración de pre informes tiene como objetivo permitir que el estudiante se prepare
con las bases teóricas sobre la práctica que va a realizar. Dado que las actividades dentro
de un laboratorio de química pueden llevar a riesgos personales, es imperativo que tanto
estudiantes como tutor sepan exactamente qué es lo que van a hacer y cómo lo van a
hacer. Seguidamente se muestran los parámetros para la presentación de pre informes
de práctica de química inorgánica.
El pre informe debe contener los siguientes elementos:
- Identificación de la práctica (nombre)
- Identificación del estudiante
- Objetivos
- Marco teórico: descripción breve sobre los fundamentos deóricos que van a
comprobarse, esta información debe ser adicional a la mostrada en el protocolo de
prácticas
- Diagrama de flujo del proceso a seguir en el laboratorio
- Respuesta a las preguntas teóricas, el estudiante deberá consultar la información que
pueda responder las preguntas planteadas al final de cada protocolo de práctica
- Tabla de datos que el estudiante completará durante el desarrollo de la práctica
Este pre-informe deberá entregarse al inicio de cada sesión de prácticas, para su revisión
por parte del tutor de la actividad práctica, dependiendo de esto, el tutor decidirá si el
estudiante se encuentra preparado o no para realizar la actividad. Queda a discreción del
tutor de la actividad práctica la realización de quices cortos sobre el fundamento teórico o
el proceso que debe seguirse en cada actividad.
Al final de cada actividad el grupo colaborativo de estudiantes deberá completar el pre
informe con las tablas de datos recogidas durante la experiencia y entregar un preinforme
completo al tutor de la actividad identificando claramente los integrantes del gupo
colaborativo y el número de grupo de laboratorio; los datos deberán estar escritos tal y
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como se registraron, sin ningún tipo de tratamiento matemático y con el número de cifras
significativas correcto.
INFORME FINAL
Trabajo intelectual del equipo: En esta etapa, los estudiantes harán la discusión y
aportes individuales para la construcción del informe modelo artículo científico
(ILAC) y la presentación en power-point de un Diagrama UVE con hipervínculos,
según la distribución de prácticas indicadas por el docente director de curso, como
productos final del proceso.
La figura 1, resume las etapas requeridas en todo el proceso:
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Figura 1: Diagrama de flujo de las actividades a desarrollar en las prácticas de laboratorio
PRODUCTOS FINALES:
I. Informe en Modelo Artículo Científico (ILAC)
Cuando se solicite este tipo de producto: cada grupo colaborativo, debe construir un
documento con las siguientes características:
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Márgenes de 2 cm, letra arial 12 (para títulos y subtítulos); 11(texto y contenidos)
y 10, para: Resumen, subíndices y superíndice
Interlineado 1cm, para el resumen y 1,5 cm para el texto.
Portada, donde se indique: Integrantes del grupo, código, correo electrónico,
CEAD, Tutor virtual, fecha de entrega.
El contenido deberá incluír:
Resumen (máximo 8 líneas); palabras claves (6).
Introducción (Máximo 16 líneas).
1. Fundamentación Teórica (Revisión de literatura)
1.1Mapa conceptual, utilizando los conceptos propuestos
1.2Mentefacto conceptual, utilizando los conceptos propuestos
2. Materiales y Métodos.
2.1 Cuadro 1: Lista de equipos utilizados
2.2 Cuadro 2 : Lista de reactivos utilizados
2.3 Procedimientos: Cuadro 3: Técnicas Analíticas utilizadas
2.3.1 Protocolos de muestras biológicas estudiadas (Elaborar una ficha ó formato
que muestre la información fundamental sobre el origen de cada una. Por ej:
especie, nombre científico, lugar de muestreo, datos ambientales)
2.3.2 Flujograma general de los procedimientos desarrollados que incluye: Video ó
fotografías que sustentan los procesos desarrollados (en Word : hacer click en insertar
,formas y diagrama de flujo)
3. Resultados y discusión.
3.1 Tabla de datos
3.2 Ecuaciones de cálculo
3.3 Tablas de resultados
3.4 Gráficas estadísticas (diagramas de barras)
3.5 Discusión e interpretación de los resultados
4. Conclusiones (cinco)
5. Bibliografía consultada (mínimo 6 referencias) Normas APA.
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6. Diagrama UVE heurístico del experimento
7. Pruebas de Autoevaluación de la práctica
II. Diagrama UVE Heurístico con hipervínculos (Power-Point)
Cuando se solicite este tipo de producto, entonces, cada grupo colaborativo, construye un
documento en Power-point, con las siguientes características:
1. Portada
2. Introducción (esquematizada)
3. Revisión de Literatura (Mentefacto ó mapa conceptual)
4. Metodología (Diagrama de flujo del experimento, utilizando fotos ó video)
5. Diagrama UVE heurístico completo, con hipervínculos
6. Ecuaciones de cálculo, Tablas y gráficas que no se incluyan en el diagrama UVE
heurístico
7. Conclusiones (esquematizadas)
8. Bibliografía consultada: textos, artículos científicos y páginas web (Mínimo 6)
9. Pruebas Autoevaluativas de la práctica
Para el buen desarrollo del trabajo, se debe tener en cuenta la siguiente
información :
Práctica Descripción Producto final
1
Determinación de la entalpía molar
de disolución y entropía de una mezcla binaria
Informe en Modelo Artículo
Científico (ILAC)|
2 Determinación de la constante
universal de los gases
Informe en Modelo Artículo
Científico (ILAC)
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3
Cinética de la descomposición del Tiosulfato de sodio, por medio del
HCl concentrado.
Informe en Modelo Artículo
Científico (ILAC)|
4
Adsorción de soluciones acuosas de
ácido acético en suelos y carbón
activado
Diagrama UVE Heurístico con
hipervínculos (Presentación Power-
Point)
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