experimentos de química física - robert cazar

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ESPOCH Facultad de Ciencias

Escuela de Ciencias Químicas Carrera de Ingeniería en Biotecnología Ambiental

FCBT402

QUÍMICA – FÍSICA

MANUAL DE EXPERIMENTOS

SEPTIEMBRE 2010

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Introducción Este manual de experimentos para la asignatura de química – física ilustra la utilización algunos de principios de la química verde para desarrollar prácticas que se caracterizan por emplear materiales y reactivos simples (de preferencia renovables), baratos, de fácil adquisición y de bajo impacto al ambiente, y frecuentemente utilizan equipos adaptados y/o construidos por los propios estudiantes aplicando conocimientos científicos básicos. Esto genera una significativa reducción de costos y de riesgos ambientales al compararlos con la realización de prácticas tradicionales. Además, por su naturaleza, estas prácticas resultan más seguras para la salud e integridad física de los estudiantes.

Las ideas para el diseño e implementación de estas prácticas de laboratorio económicas y respetuosas del ambiente han sido extraídas de una revisión de fuentes tales como revistas científicas especializadas que promueven la utilización de la química verde en la educación (Journal of Chemical Education, The Chemical Educator, The Science Teacher, etc.), y otros documentos. Para su realización se ha contado con el asesoramiento del Dr. Richard Deming, Ph. D. en química, profesor de California State University, Fullerton y del Dr. Dennis Cazar, Ph.D. en ciencias informáticas de la Universidad de Pavía, Italia. El autor considera que este manual es un instrumento útil para las actividades de laboratorio del curso de química – física que se enseña en la carrera de Ingeniería en Biotecnología Ambiental así como para otros cursos similares que ofertan las otras carreras de la Facultad de Ciencias de la ESPOCH.

Robert A. Cazar Profesor de Química - Física

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EXPERIMENTO No. 1

Demostración de las Leyes de Boyle y Charles.

OBJETIVO GENERAL

Ilustrar las leyes de Boyle y Charles usando materiales baratos e inocuos.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

• Investigar el efecto de la presión sobre el volumen que ocupa un gas, manteniendo la temperatura y la cantidad de gas constantes

• Investigar el efecto de la temperatura sobre el volumen que ocupa un gas, manteniendo la presión y la cantidad de gas constantes

TEORÍA

De las tres fases de la materia – sólidos, líquidos y gases – los gases son los que manifiestan menor orden de sus partículas.

Figura 1. Las fases de la materia.

Los gases son compresibles y asumen la forma y volumen de cualquier recipiente. Un gas es infinitamente soluble en otro.

Para definir la condición física de un gas se debe especificar cuatro variables: temperatura, T; presión, P; volumen, V; y la cantidad de gas, expresada comúnmente en moles, n. Las ecuaciones que expresan las relaciones entre estas variables se conocen como leyes de los gases.

La ley de Boyle establece que a temperatura constante el volumen de una cantidad fija de gas es inversamente proporcional a su presión

� � �� (1)

O también � = ��

El valor de la constante depende de las otras dos variables, temperatura y número de moles.

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La ley de Charles establece que a presión constante el volumen de una cantidad fija de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

� � � (2)

O también, � = �� × �

En este caso, también el valor de la constante depende de las otras dos variables, presión y número de moles.

Un modo muy simple de ilustrar ambas leyes de manera práctica se describe a continuación.

TÉCNICA EXPERIMENTAL

Materiales

Ud. necesita un botella plástica transparente de cola de 2 L con su tapa, un gotero de vidrio que quepa en el interior de la botella un recipiente de mayor altura que el gotero (un vaso de 100 mL), un marcador a prueba de agua, toallas de papel, un recipiente grande (un vaso de 500 mL), un reverbero, un espátula, y hielo.

Procedimiento:

1. Llene completamente la botella con agua a temperatura ambiente.

2. Llene un vaso de mayor altura que el gotero con agua a temperatura ambiente. Introduzca algo del agua en el gotero. Coloque el gotero en el vaso y observe si se hunde ó flota. Ajuste el volumen del agua hasta que el gotero flote con una pequeña porción del bulbo por encima de la superficie. Use el marcador a prueba de agua para señalar el nivel del agua en el bulbo (para esto seque el gotero con una toalla de papel)

3. Retire el gotero con el agua del vaso y colóquelo dentro de la botella de plástico transparente la parte superior del bulbo debe hallarse sobre el nivel del agua. Ajuste la tapa de la botella.

4. Observe que ocurre al gotero cuando se aprieta los lados de la botella lentamente, observe también que ocurre con los niveles de aire y agua en el gotero.

5. Retire el gotero de la botella y colóquelo de nuevo en el vaso con agua. Asegúrese de que aún flota.

6. Coloque el vaso con agua en un recipiente más grande (el vaso de 500 mL). Llene el espacio vacío del vaso grande con agua helada. Agite con cuidado cada cierto tiempo el agua del vaso para mantener la temperatura constante. Observe que le ocurre al gotero. Observe también que ocurre con los niveles de aire y agua del gotero.

7. Retire el vaso con el gotero del recipiente más grande. Vacíe el recipiente grande y llénelo con agua a temperatura ambiente. Caliente el agua haciendo uso del reverbero hasta que hierva. Retire el recipiente del reverbero y coloque en este el vaso con el gotero. Observe que le ocurre al gotero. Observe también que ocurre con los niveles de aire y agua del gotero.

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8. Retire el vaso con el gotero del agua caliente. Vacíe el recipiente con agua caliente y vuelva a llenarlo con agua helada. Coloque el vaso con el gotero en el agua helada. Observe que ocurre con los niveles de aire y agua del gotero.

CUESTIONARIO

1. Explique las causas de que el gotero se hunda y vuelva a subir. 2. Cuál es la relación entre la presión y el volumen del aire en el gotero durante el paso No.

4? Porqué es importante mantener la temperatura constante durante este paso? 3. Cuál es la relación entre la temperatura y el volumen del aire en el gotero durante el paso

No. 6? Qué variable permanece a un valor constante durante este paso?

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EXPERIMENTO No. 2

Determinación de la Constante de un Calorímetro

OBJETIVO

Calibrar el instrumento que nos permitirá estudiar procesos físicos y químicos en los cuales se producen cambios térmicos.

TEORÍA

El instrumento que se usa para medir el calor liberado o absorbido durante un proceso es el calorímetro adiabático. El cambio de temperatura ( T∆ ) del calorímetro es proporcional al calor ( q ) que el proceso libera o absorbe. Para convertir T∆ en q se debe calibrar el calorímetro. Esto supone determinar la constante del calorímetro ( C ). Se denomina constante del calorímetro a la cantidad de calor absorbida o liberada por las distintas partes del mismo (paredes internas, termómetro, tapa) cuando se aumenta o se disminuye, respectivamente, su temperatura en 1°C. Para estimar C se transfiere una cantidad conocida de calor al calorímetro y se mide el cambio de temperatura provocado en el instrumento. De la ecuación

TCq ∆×= (3)

Se despeja C y se determina su valor. Una vez conocida esta cantidad, es simple relacionar el cambio de temperatura del calorímetro con el calor del proceso usando la ecuación (3).

Un calorímetro a presión constante se puede construir usando dos vasos desechables de espumaflex (ver figura 1). Este sencillo instrumento permite medir el calor liberado o absorbido por un buen número de reacciones químicas, como neutralizaciones ácido – base, diluciones y disoluciones.

Figura 2. Calorímetro a presión constante construido con dos vasos de espumaflex (poliestireno). El vaso exterior sirve para aislar la mezcla de reacción de su entorno.

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Equipos, Materiales y Reactivos

• Calorímetro (2 vasos de poliestireno con tapa)

• Vaso de precipitación de 250 mL

• Probeta graduada de 25 mL

• Hornilla eléctrica

• Termómetro

• Varilla de agitación

• Agua

Procedimiento

Para realizar la determinación se coloca dentro del calorímetro una masa conocida de agua a temperatura ambiente (m1) y se determina su temperatura (T1). Se agrega otra masa conocida de agua caliente (m2) a una temperatura conocida (T2). Se permite que ambas se mezclen bien y entonces se determina la temperatura final del sistema (Tf) y se calcula la constante del calorímetro a partir de la siguiente relación la cual se obtiene considerando que el calorímetro es un recipiente adiabático, esto es, al sumar las cantidades de calor absorbidas o liberadas por los diferentes componentes del calorímetro es igual a cero:

�� . + �� + ��!í� �!� = 0 (4)

Desarrollando esta expresión:

( ) ( ) ( ) 012211 22=−+−+− TTCTTsmTTsm ffOHfOH

Despejando la constante del calorímetro C, se obtiene esta ecuación

( ) ( )1

1122 22

TT

TTsmTTsmC

f

fOHfOH

−

−−−= (5)

donde OHs2

es el calor específico del agua 4.184 J g -1 °C -1. El calor específico del agua se

define como el calor requerido para elevar en 1 °C la temperatura de un gramo de esta sustancia.

Para obtener esta constante, haga lo siguiente:

1. Vierta 75 mL de agua a temperatura ambiente (T1) en un vaso de precipitación de 250 mL previamente pesado. Pese nuevamente el vaso con agua y obtenga por diferencia la masa de agua a temperatura ambiente (m1). Vierta el agua en calorímetro, espere un par de minutos y mida la temperatura (T1).

2. Caliente otros 75 mL de agua en un vaso de precipitación de 250 mL previamente pesado. Cuando la temperatura alcance un valor de aproximadamente 70 °C (T2), retire el vaso de la hornilla y vierta el agua caliente en el calorímetro y tápelo. Pese nuevamente el vaso de precipitación y obtenga por diferencia la masa de agua caliente agregada (m2).

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Deje transcurrir unos 3 minutos mientras agita suavemente la mezcla presente en el calorímetro. Registre la temperatura final (Tf).

3. Calcule el valor de C usando la ecuación (5).

4. Repita los pasos 1, 2, y 3 para obtener una réplica. Exprese el valor de C como .._

dsC±

Donde _

C es el promedio de los dos valores calculados de C, y s.d. es la desviación estándar. Anotar este valor porque servirá para futuras prácticas. Conservar el calorímetro

Cuestionario

1. Qué es un calorímetro y cuál es su propósito? Describa los componentes de un calorímetro.

2. Investigue otra manera de calcular la constante de un calorímetro. Describa el procedimiento.

3. Qué es un sistema adiabático? Dé un ejemplo familiar de tal tipo de sistemas.

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EXPERIMENTO No. 3

Determinación del Calor específico de un Metal

OBJETIVO

Determinar el calor específico de un metal por calorimetría

TEORÍA

El calor específico de una sustancia, denotado por s, es un parámetro físico que corresponde al calor requerido para aumentar la temperatura de 1 gramo de sustancia en 1°C (de 14.5 °C a 15.5 °C). El calor específico es una propiedad intensiva ya que no depende de la cantidad de sustancia presente. Cuando se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio de temperatura de la muestra $∆�& se relaciona con la cantidad de calor absorbido o liberado en un proceso dado. La ecuación con la cual se calcula tal cantidad de calor es,

� = '�∆� (6)

La tabla que se incluye a continuación lista los calores específicos de algunas sustancias comunes.

Tabla I. Calores específicos de algunas sustancias



- Calorímetro

- Termómetro

- Vaso de precipitación de 250 mL

- Hornilla eléctrica

- Balanza

- Trozo de metal

- Pinza

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Procedimiento

1. Coloque en el calorímetro una masa conocida de agua a temperatura ambiente (m1) Mida la temperatura del agua y regístrela como T1.

2. Pese el trozo de metal. Sumérjalo en el vaso de 250 mL con agua y caliéntelo hasta ~ 100ºC. Cuando alcance tal temperatura apague la hornilla y mida la temperatura del agua (regístrela como T2). De inmediato, usando la pinza, transfiera el metal caliente al calorímetro y tápelo. Agite suavemente el contenido del calorímetro para obtener una temperatura uniforme. Espere hasta que la temperatura llegue a un valor estable (unos 3 minutos) y registre esta temperatura como T3.

3. Repita los pasos anteriores para obtener un segundo dato.

Para determinar el valor del calor específico del metal usado, se utiliza el criterio de adiabaticidad del instrumento, como sigue:

�� + �� + ��!í� �!� = 0 (7)

Esto es,

'��()*$�+ − ��& + '-�� $�+ − �-& + �$�+ − ��& = 0

Despejando el calor específico del metal,�� ,

�� = $./0 .1&×2�13)45�6$./0 .)&×�)

(8)

En la ecuación (3.1), C es la constante del calorímetro que Usted determinó en la práctica anterior.

4. Calcule el error porcentual cometido en su determinación comparando el valor experimentalmente obtenido, metals , con el valor que aparece en tablas, teoricos , (consulte

este valor en la tabla I) usando la ecuación

100% ×

−=

teórico

metalteórico

s

sserror

(9)

Cuestionario

1. Qué es el calor específico? Para propósitos prácticos, qué utilidad tendría conocer el calor específico de un material?

2. Suponga que debe construir la cubierta de un artefacto que estará sometido a altas temperaturas y para su construcción dispone de láminas de los metales A y B. Se conoce que A tiene un calor específico de 0.13 J/g°C y el de B es 0.89 J/g°C. Cuál metal usaría? Razone su selección.

3. De la tabla I se observa que el calor específico del agua líquida es prácticamente dos veces mayor que el del hielo. Encuentre una explicación química a este hecho.

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EXPERIMENTO No. 4

Determinación del calor latente de fusión del hielo

OBJETIVO

Medir por calorimetría el calor latente de fusión de una sustancia

TEORÍA

El calor latente de fusión, Lf, es la cantidad de calor requerido para que 1 gramo de una sustancia pura pase del estado sólido al estado líquido a su temperatura de fusión.

La tabla II contiene valores de esta propiedad para algunas sustancias. Si la presión es constante, la fusión tiene lugar a una temperatura constante. La cantidad de calor necesaria para producir el cambio de fase se llama calor latente. Existen también calores latentes de sublimación, fusión y vaporización. Si se funde el hielo en un recipiente abierto a la presión de 1 atmósfera, la temperatura no aumenta por encima de los 0 °C por mucho calor que se suministre hasta que todo el hielo se convierta en agua líquida. El calor que se absorbe sin cambiar la temperatura del hielo es el calor latente. Éste no se pierde, sino que se emplea en transformar el hielo en agua y se almacena como energía en el líquido.

El calor latente de fusión es muy importante para propósitos prácticos pues nos indica cuanto calor se debe suministrar para fundir completamente una cantidad dada de una sustancia a la temperatura de fusión de la misma. Mientras más alto es el calor latente de fusión de una sustancia mayor cantidad de calor debe suministrarse para fundir completamente la misma.

TABLA II. Calores latentes de fusión de algunas sustancias puras



- Calorímetro

- Termómetro de mercurio

- Vaso de precipitación de 250 mL

- Probeta de 100 mL


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- Balanza

- Agua

- Hielo

Procedimiento

Realice lo siguiente:

1. Caliente 100 g de agua (m1) a aproximadamente 60ºC, viértalos en el calorímetro y tápelo, espere unos dos minutos y mida la temperatura del agua y regístrela como T1.

2. Adicione inmediatamente 100 g de hielo (m2) previamente secado con toalla de papel al calorímetro y homogenice la mezcla. Registre la temperatura final T2 más estable de la mezcla hielo y agua después de aproximadamente cinco minutos.

Calcule el calor de fusión del hielo sabiendo que:

'��()*$�- − ��& + '-78 + �$�- − ��& = 0 (10)

78 = − $.)0.1&×2�5�13)46�)

(11)

En la ecuación (4.1) C es la constante del calorímetro (calculada en la primera práctica) y �()* es el calor específico del agua

4. Repita los pasos 1 – 3 para obtener un nuevo valor de L.

5. Compare su valor promedio de L con el dado en la literatura (334 J/g).

Cuestionario

1. Qué es el calor latente de fusión? Para propósitos prácticos, cuál es la utilidad de conocer el calor latente de fusión de una sustancia?

2. La entalpía de fusión del hielo es la cantidad de calor requerida para fundir 1 mol de esta sustancia a presión de 1 atmósfera y a temperatura de fusión (0 °C). Calcule la entalpía de fusión del hielo a partir del valor obtenido para el calor latente de fusión.

3. De la tabla II se observa que el calor latente de fusión del plomo es 5.5 cal/g y el del aluminio es 94.5 cal/g. Suponga que un experimento se calienta muestras de ambos metales y se alcanzan sus temperaturas de fusión. A partir de este momento, cuál de los dos se funde completamente en menor tiempo? Razone su selección. Cuál de los dos metales sería mejor para propósitos de construcción?

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EXPERIMENTO No. 5

Verificación de la ley de Hess

OBJETIVO

Ilustrar experimentalmente la ley de Hess.

TEORÍA

La entalpía de reacción $∆9!& es el calor liberado o absorbido por la misma cuando ocurre en condiciones de presión constante.

La ley de Hess establece que la entalpía de una reacción química es la misma independientemente de que la reacción se lleve a cabo en un solo paso o que sea la suma de un conjunto de pasos. Dicho de otro modo, es posible “dividir” la reacción bajo consideración en un conjunto de reacciones para cada una de las cuales se conoce su entalpía y luego sumar estos valores para obtener ∆9! de tal reacción. La validez de la ley de Hess se apoya en el hecho que H es una función de estado, por lo que ∆Hr es independiente del camino usado para transformar los reactivos en productos.

En este experimento se mide las entalpías de 3 procesos, el segundo de los cuales es la combinación de los otros dos, y se aplica la ley de Hess para verificar tal equivalencia.


Materiales, equipos y reactivos

• Calorímetro • Probeta de 100 mL • Balanza • Termómetro • Pesa muestras • 4 Vasos de precipitación de 250 mL • Piseta • Agua • Hidróxido de sodio • Ácido clorhídrico

Procedimiento

En este experimento se medirá y comparará la cantidad de calor liberada en tres reacciones diferentes, a saber.

1. Disolución de #aOH (s) en agua

∆H1 = calor liberado en la disolución durante la disolución de hidróxido de sodio en el agua.

Estado inicial: NaOH sólido + 100 ml de agua

Estado final: 100 ml solución de NaOH 0,25 M

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2. Disolución de #aOH (s) en HCl (aq)

∆H2 = calor liberado durante la disolución de hidróxido de sodio más la neutralización con el ácido clorhídrico

Estado inicial: NaOH sólido + 100 ml solución de HCl 0,25 M

Estado final: 100 ml solución de NaCl 0,25 M

3. #eutralización de #aOH (aq) con HCl (aq)

∆H3 = calor liberado en la neutralización del hidróxido de sodio con el ácido clorhídrico

Estado inicial: 50 ml solución de NaOH 0,5 M + 50 ml solución de HCl 0,5 M (*)

Estado final: 100 ml solución de NaCl 0,25 M

(*) Notar que al mezclar igual volumen de estas 2 soluciones se produce una dilución mutua 1:2, por lo que la concentración de ambos reactivos (ácido y base) pasa a ser 0.25 M. Si no se tiene en cuenta el calor involucrado en el proceso de dilución el estado inicial de este proceso es: Estado inicial: 100 ml solución de NaOH 0,25 y HCl 0,25 M. Bajo esta suposición, la ley de Hess establece que

Para realizar los experimentos 1, 2 y 3, todas las soluciones deben encontrarse a la misma temperatura T0. Para ello, las soluciones se preparan en vasos de precipitación de 250 cm3 claramente rotulados y se dejan a temperatura ambiente (T0).Conviene preparar desde el comienzo las soluciones que se necesitan para realizar las tres experiencias

Proceso 1

Mida 100 cm3 de agua con una probeta. Coloque el líquido en el calorímetro, tape y agite suavemente. Pese 1 g de NaOH (s) con una aproximación de 0,01 g en una luna de reloj. Realice esta operación con rapidez, ya que el NaOH (s) se hidrata con facilidad. Vierta este sólido en el calorímetro y tape rápidamente. Para ayudar a la disolución del NaOH agite el líquido contenido en el calorímetro. Mida la temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante. Asegúrese de que todo el NaOH se haya disuelto. Determine ∆T1.

Calcule ∆H1 usando la ecuación

∆9� = � × ∆�� (12)

Donde, C es la constante del calorímetro

Proceso 2

Prepare 100 cm3 de HCl 0,25 M. Coloque el líquido en el calorímetro, tape y agite suavemente. Vierta 1 g de NaOH (s) en el calorímetro, tape rápidamente y agite. Mida la temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante. Determine ∆T2.

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∆9- = � × ∆�- (13)

Proceso 3

Prepare 50 cm3 de HCl 0,5 M y 50 cm3 de NaOH 0,5. Coloque una de las soluciones en el calorímetro, tape y mida la temperatura. Anote su valor. A continuación, agregue lo más rápidamente posible la segunda solución tape el calorímetro y agite suavemente. Mida la temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante. Determine ∆T3.


∆9+ = � × ∆�+ (14)

Para realizar el informe suponga en los tres casos que la densidad de la solución es de 1,00 g cm-

3 y que su calor específico es 1,00 cal g-1 K-1.

Comprobación de la ley de Hess

a) Compare ∆H2 con ∆H1 + ∆H3 y justifique el resultado obtenido.

b) Calcule la diferencia porcentual entre las dos cantidades, asumiendo como verdadero el valor de ∆H2.

Cuestionario

1. Defina la ley de Hess. Cuál es su utilidad para propósitos prácticos?

2. Calcule la entalpía de formación 2∆986 del C2H6 (g) a partir de su entalpía de combustión

$∆9� = −1599,8 ?@��& y los datos de entalpías de formación del CO2 (g) y del H2O (l).

3. A qué atribuye la diferencia observada entre (∆H1 + ∆H3) y ∆H2? Qué podría hacer para minimizarla?

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EXPERIMENTO No. 6

Cambio de entropía de un proceso de equilibrio térmico

OBJETIVO

Medir el cambio de entropía que acompaña a un proceso de equilibrio térmico muy simple.

TEORÍA

La entropía, denotada por S, es aquella función de estado que mide el grado de desorden de un sistema físico o químico, y por tanto su proximidad al equilibrio térmico. La segunda ley de la termodinámica se expresa en términos de la entropía y establece que “la entropía de un sistema

aislado aumenta durante un proceso espontáneo”. Procesos termodinámicamente irreversibles tales como el enfriamiento de una sustancia caliente hasta alcanzar la temperatura ambiente y la expansión libre de un gas son procesos espontáneos que vienen acompañados por un aumento de entropía. El cambio de entropía debido a un cambio de temperatura (calentamiento o enfriamiento) de una muestra, a presión constante, se calcula usando la ecuación:

∆A = � ��,�B� C .DEFGH.EFEIEGH

J (15)

Donde, n es la cantidad de sustancia expresada en moles, Cp,m es la capacidad calorífica a presión constante de la sustancia, y ∆T es el cambio de temperatura.

En este experimento se utiliza el calorímetro adiabático para estimar la entropía de un proceso de mezclado de dos muestras de agua a diferente temperatura.


Procedimiento

Pese a su simplicidad, el experimento proporciona ∆S directamente a partir de mediciones de laboratorio y funciona bien.

El experimento consiste en mezclar dos masas de agua a diferente temperatura y determinar el cambio de entropía total y aquellos de los componentes para este proceso irreversible de equilibrio térmico. El procedimiento comprende 3 pasos,

1. Una masa conocida de agua a temperatura ambiente (T1) se añade a una masa conocida de agua caliente (T2) en un calorímetro adiabático y se mide la temperatura de equilibrio térmico (T3). De preferencia, debe utilizarse un termómetro con divisiones de 0.1 °C para todas las determinaciones.

Y, inicial

final

iiT

TCS ln=∆ (16)

Recuerde que para el agua caliente o el agua fría ( )iCnC mpi ,×=

2. Aplicando la ecuación (2) se calculan los cambios de entropía que sufren los componentes del sistema, esto es, el agua caliente ( HS∆ ), el calorímetro ( calS∆ ), y el

agua a temperatura ambiente ( cS∆ ), como sigue:

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Para el agua caliente, ∆A( = �(��,�$9&B� C./.)

J (17)

Para el agua a temperatura ambiente, ∆A� = ��,�$K&B� C./.1

J (18)

Para el calorímetro, ∆A�� = � B� C./.1

J (19)

En estas ecuaciones,

�( = número de moles de agua caliente

��,�$9& = capacidad calorífica del agua caliente (75.265 JK-1mol-1)

�� = número de moles de agua a temperatura ambiente

��,�$K& = capacidad calorífica del agua a temperatura ambiente (75.227 JK-1mol-1)

� = Constante del calorímetro

3. Finalmente, se calcula el cambio de entropía total del sistema como la suma de los cambio de entropía de sus componentes:

ccalHtotal SSSS ∆+∆+∆=∆ (20)

Ejemplo de cálculo

Resultados típicos de este experimento son los siguientes:

Usando 299.4 g de agua fría a T1 = 298.2 K y 293.1 g de agua caliente a T2 = 329.9 K, resulta en T3 = 314. 4 K. ya que ��,�$9& = 75.265 JK-1mol-1 y ��,�$K& = 75.227 JK-1mol-1, entonces se obtiene C = 82 JK-1. Los cambios de entropía calculados son:

111 97.589.329

4.314ln265.7528.16 −−− −=××=∆ JK

K

KmolJKmolSH

111 18.662.298

4.314ln227.7563.16 −−− =××=∆ JK

K

KmolJKmolSC

11 95.39.329

4.314ln82 −− −=×=∆ JK

K

KJKSCal

FcalHtotal SSSS ∆+∆+∆=∆ = + 3.26 JK-1.

Cuestionario 1. Defina entropía y proceso espontáneo. Cuál es la relación entre estos dos términos? 2. Calcule el cambio de entropía cuando se calientan 150 g de agua desde 25 °C hasta 80 °C

a presión de 1 atm. El Cp,m del agua es 75,291 J/Kmol.

3. Qué cantidad de calor se requiere suministrar a la muestra de agua de la pregunta anterior para completar tal proceso?

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EXPERIMENTO No. 7

Determinación de la entalpía, constante de equilibrio, entropía y energía de Gibbs para la disolución de la Urea

OBJETIVO

Determinar la entalpía, ∆H, y la constante de equilibrio, Keq, para la disolución de urea en agua. A partir de esta información se calculará la energía de Gibbs, ∆G, y la entropía, ∆S, de este proceso.

TEORÍA

La energía libre de Gibbs, G, es otra función de estado de un sistema que se define así

L = 9 − �A (21)

Esta propiedad termodinámica es muy utilizada en química, puesto que es función de la presión y temperatura, variables que pueden ser fácilmente controladas durante un experimento. Se observa que a presión y temperatura constantes, las reacciones químicas son espontáneas en la dirección de energía de Gibbs decreciente. Por consiguiente, reacciones espontáneas tienen un ∆G negativo, procesos no espontáneos, por el contrario, tienen un ∆G positivo.

La energía de Gibbs de una reacción no puede medirse directamente, su determinación se realiza de manera indirecta midiendo primero la constante de equilibrio, M N , del proceso y luego aplicando la ecuación

∆L = −O�B�M N (22)


Materiales y Reactivos

� Calorímetro

� Termómetro

� 2 Probetas graduadas de 10 mL

� 2 vasos de precipitación de 250 mL

� Balanza

� Reverbero

� Urea

� Agua

Procedimiento

Determinación de ∆∆∆∆H

Vierta 50 mL de agua a un vaso y colóquelo en el calorímetro. Registre la temperatura inicial (T1). Pese 3 gramos de urea y rápidamente añada al agua del calorímetro mezclándola bien. El

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proceso de disolución es endotérmico. Anote la temperatura final (T2) inmediatamente después de que la urea se disuelva completamente.

Calcule el calor de disolución, q, usando la siguiente fórmula:

Tmsq ∆−= (23)

Donde s es el calor específico del agua (4.184 Jg -1 K-1), m es la masa de la solución, y ∆T = T2 – T1 es el cambio de temperatura del proceso. Es importante enfatizar que m es la masa de la

solución y no la masa de urea; por esto es necesario pesar el vaso que contiene la solución de urea en agua antes y después de preparar tal solución.

El valor de ∆H del proceso se obtiene dividiendo el calor de disolución q para el número de moles de urea:

n

qH =∆

(24)

Ya que la temperatura disminuye, la reacción es endotérmica y ∆H debe ser positiva.

Determinación de Keq

Prepare una solución saturada de urea usando el siguiente procedimiento:

Pese 4 g de urea y colóquelos en una probeta graduada de 10 mL. Añada agua lentamente y agite bien, comenzando con 2 mL y después prosiga agregando agua gota a gota hasta que la urea se disuelva completamente. Es conveniente usar el termómetro para mezclar la solución pero tenga cuidado de no romperlo. El proceso de disolución se puede acelerar calentando suavemente la solución colocando la probeta en un vaso con agua tibia. La temperatura de la disolución puede ser llevada a 25°C de este modo. Apenas la urea se haya disuelto registre la temperatura y retire el termómetro. Anote el volumen final de la solución. La constante de equilibrio, Keq, es simplemente el número de moles de urea dividido para el volumen total en Litros.

solución

urea

eqV

nK =

(25)

Cálculo de ∆∆∆∆G y ∆∆∆∆S

La energía libre de Gibbs, ∆G, de la disolución se calcula usando la siguiente fórmula:

eqKRTG ln−=∆

Donde R = 8.314 J K -1 mol -1, y T es la temperatura en grados Kelvin.

Usando los valores de ∆G, ∆H, y la temperatura de la solución saturada, calcule ∆S usando la siguiente fórmula:

STHG ∆−∆=∆ (26)

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CUESTIONARIO

O

NH2 NH2

Figura 3. Estructura y geometría de la molécula de urea.

Considere la estructura de la urea

1. Es la urea polar o apolar?

2. Esperaría que la urea sea soluble en agua, y por qué?

3. De las fuerzas intermoleculares que mantienen juntas las moléculas de urea cuales son las más fuertes?

La ecuación de disolución de la urea se escribe a continuación

Urea(s)

+ H2O(liq)

Urea(aq)

4. Escriba la expresión para la constante de equilibrio de la reacción de disolución de la urea. Puede simplificarse esta expresión?

5. Qué información específica se requiere para calcular Keq?

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EXPERIMENTO No. 8

Cambios de fase

OBJETIVO

Investigar cambios de fase poco familiares tales como la sublimación y la retrosublimación.

TEORÍA

Bajo condiciones ordinarias (temperatura ambiente y presión atmosférica) la mayoría de sustancias existen en una de tres fases, sólido, líquido, ó gas. Mediante calentamiento ó enfriamiento es posible pasar de una fase a otra. Por ejemplo, cuando el hielo se calienta funde para formar agua líquida, cuando se calienta el agua líquida se evapora para formar un gas. El agua gaseosa (ó vapor) se condensa por enfriamiento para formar agua líquida, y cuando el líquido se enfría éste se congela para formar hielo. El caso del para-dicloro benceno es diferente. Esta sustancia, que se usa para fabricar desodorantes ambientales sólidos y bolas de naftalina, en condiciones normales de presión y temperatura pasa de sólido a gas directamente, cuando se somete a calentamiento.

En este experimento se ejecuta la sublimación / retrosublimación del para-dicloro benceno.


Materiales y Reactivos

- Para-dicloro benceno (desodorante ambiental sólido).

- Un frasco de vidrio transparente con tapa que ajuste firmemente

- Una luna de reloj

- Hielo

- Agua

- Espátula


Procedimiento

1. Usando una espátula coloque dos trozos de para-diclorobenceno sólido en un frasco limpio y seco y tápelo ajustando bien la tapa. Invierta el frasco.

2. Coloque algo de hielo en la parte superior del frasco invertido.

3. Deje el frasco invertido en un sitio abrigado, ó en contacto con luz solar. Si el hielo se funde, ponga más.

4. Observe el frasco cada 15 minutos por al menos durante una hora. Registre sus observaciones. Si es necesario acelerar el proceso coloque el frasco en la luna de reloj con un poco de agua caliente (no use agua por sobre 38 °°°°C) Cuando complete las observaciones, coloque los pedazos de para-diclorobenceno en un contenedor seguro.

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Figura 4. Esquema del arreglo usado para ilustrar los cambios de fase.

CUESTIONARIO

1. Describa que sucede dentro del frasco.

2. Defina los términos sublimación y retrosublimación. De ejemplo familiares de estos cambios de fase.

3. Porqué se coloca hielo sobre el frasco? Qué pasaría si no se usa hielo? Porque se acelera el proceso cuando el frasco se coloca en la luna de reloj con agua caliente?

4. Describa la forma de los cristales obtenidos, ¿por qué no tienen el color original del desodorante ambiental?

5. Investigue sobre las características y empleo del para-dicloro benceno.

6. Averigüe otras sustancias que se subliman a presión ambiente.

Precaución: El para-diclorobenceno es irritante de la piel y el tracto respiratorio, no tocarlo con las manos ni oler o aspirar fuertemente esta sustancia.

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EXPERIMENTO No. 9

Preparación de un plástico biodegradable

Objetivo

Preparar una lámina de plástico biodegradable a partir de gelatina y glicerina.

Teoría

Los bioplásticos son plásticos biodegradables obtenidos a partir materias primas renovables. Recientes avances en investigación y tecnología han demostrado que estos materiales pueden fabricarse a partir de reservas agrícolas abundantes. La ventaja que ofrecen los bioplásticos es que preserva fuentes de energía no renovables (petróleo) y reduce el problema cada vez más oneroso del manejo de desechos. En la actualidad, las industrias se encuentran empeñadas en traducir estas nuevas tecnologías en productos útiles, en base de plásticos inofensivos para el ambiente. De acuerdo al reporte -ew Biotech Tools for a

Cleaner Environment elaborado en Junio del 2004 por dos firmas consultoras ambientales de renombre mundial, BIO y AJW Inc., si se utilizan a gran escala, los bioplásticos podrían reducir los desechos plásticos hasta en un 80 %. Si todos los plásticos fuesen fabricados a partir de recursos renovables, el consumo de petróleo usado en su proceso de manufactura caería entre 90 a 145 millones de barriles por año.

Los bioplásticos se fabrican a partir de biopolímeros muy abundantes en la naturaleza tales como carbohidratos y proteínas. Para convertir los biopolímeros en bioplásticos se les agrega un plastificante y otros aditivos para mejorar sus propiedades. La formulación final puede consistir de uno o más biopolímeros combinados con uno o más agentes plastificantes, y uno o más aditivos. Cada componente contribuirá propiedades particulares a la composición final.

La receta para preparar bioplásticos es muy sencilla, se la resume como sigue:

En este experimento se prepara una lámina de plástico biodegradable que puede ser usada como mica de documentos o empaque de alimentos.

Técnica Experimental

Materiales, equipos y reactivos

Vaso de precipitación de 250 mL

Probeta de 10 mL

Agitador

Hornilla

Balanza

Pesa-muestras

Agua

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Gelatina sin sabor (colapez)

Glicerina

Molde antiadherente

Figura 5. Materiales, equipos y reactivos requeridos para fabricar un bioplástico.

Procedimiento

Algunos bioplásticos se fabrican de modo fácil y barato usando materiales que se encuentran en el hogar, en una tienda, o en una farmacia. La siguiente receta permite obtener una lámina de bioplástico transparente que puede ser utilizada como mica de documentos o empaque de alimentos.

1. Pese 6 gramos de gelatina sin sabor. 2. Prepare 100 mL de una solución de glicerina al 1% (disuelva 1 mL de glicerina en 100 mL de

agua) 3. Mezcle la gelatina y la solución de glicerina en un vaso de precipitación. Agite muy bien. 4. Para una completa disolución de los componentes caliente la mezcla hasta que comiencen a

aparecer burbujas. 5. Vierta cuidadosamente la mezcla caliente en un molde antiadherente de aproximadamente 25 cm

× 15 cm. Si es necesario esparza la mezcla para cubrir el fondo del molde. 6. Deje que la preparación seque completamente. El tiempo de secado depende de la temperatura

ambiente y la humedad. Coloque el molde en un lugar seguro por cuanto fuese necesario (comúnmente 3 – 4 días)

7. Cuando se completa el secado desprenda cuidadosamente la lámina de bioplástico.

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Figura 6. Desprendimiento del bioplástico de la superficie antiadherente

Cuestionario

1. Investigue más sobre los bioplásticos. Escriba un pequeño ensayo al respecto (máximo 1 página). 2. Cómo podría utilizar la lámina de plástico obtenida? Idee y describa una aplicación de su plástico. 3. Averigüe los precios de los materiales usados y haga un análisis de costos de la fabricación de la

lámina de bioplástico. Comparado con la fabricación de plásticos tradicionales, es rentable?

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Bibliografía

1. Journal of Chemical Education(http://pubs.acs.org/journal/jceda8?cookieSet=1) 2. The Chemical Educator (http://chemeducator.org/) 3. Journal: The Science Teacher (http://www3.nsta.org/advscienceteacher) 4. Journal: Green Chemistry (www.rsc.org/Publishing/Journals/GC/index.asp) 5. Physical Chemistry, Peter Atkins, 6ta ed., W. H. Freeman, 1998.

experimentos de química física - robert cazar

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