BENEMÉRITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA FACULTAD DE ... · fac. cs. qs. dpto. de fisicoquÍmica laboratorio de fisicoquÍmica ii q.f.b 8 practica iii.- efecto salino primario

Fac. Cs. Qs. Dpto. De FISICOQUÍMICA LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II

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BENEMÉRITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA

FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS

LICENCIATURA: QUÍMICO FARMACOBIÓLOGO

ÁREA ESPECÍFICA DE:. FISICOQUÍMICA............................

NOMBRE DE LA ASIGNATURA:. LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II

CÓDIGO: LQF 125L.................................

FECHA DE ELABORACIÓN: PRIMAVERA 2006 ..............................

NIVEL EN EL MAPA CURRICULAR: BÁSICO...............................

TIPO DE ASIGNATURA: ...CIENCIAS BÁSICAS..............................

PROFESORES QUE PARTCIPARON EN SU ELABORACIÓN: Quím. Jaime González Carmona Quím. Pedro Soto Estrada Dr.Ramón Gudiño Fernández Dr. Roberto Portillo Reyes Quím. Andrés Camacho Iyáñez Quím. Eugenio López Gaspar Quím. Carlos K. Noda y Domínguez L.en C. Héctor Mendoza Hernández Dra. Patricia Amador Ramírez M.C. Hilda Lima Lima Dr. Gelasio Aguilar Armenta Dr. Henoc Flores Segura M.C. Libertad Márquez Fernández Dr. Juan Carlos Ramírez García Dr. Francisco Meléndez Bustamante Dra. Verónica Hernández Huesca Dr. Marino Dávila Jiménez Dr. Mario González Perea Dra. Delia López Velásquez Dr. Arnulfo Rosas Juárez HORAS DE TEORIA:. 4 HORAS PRÁCTICA. 2 TOTAL DE CRÉDITOS: 10 PRE-REQUISITOS: Cursado y aprobado Fisicoquímica I con Laboratorio.

RECOMENDACIONES: Conocimientos previos de Dinámica de partículas, Física Molecular, Electricidad, Cálculo de varias variables, Química General.


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Laboratorio de Fisicoquímica II (Cinética Química y Fenómenos de Superficie)

PLAN DE ACTIVIDADES SEMANA ACTIVIDAD

1 Bienvenida y Presentación del Laboratorio: Explicación de: Objetivos, requisitos, reglamento, disciplina, etc.

2 Seminario: Explicación de las prácticas 1 y 2

3 Realización de la práctica 1


5 Seminario Tratamiento de datos cinéticos

6 Seminario: Explicación de la práctica 3


8 Revisión de los reportes 1, 2 y 3

9 Seminario: Explicación de las prácticas 4 y 5



12 Revisión de los reportes 4 y 5

13 Seminario: Explicación de la práctica 6


15 Revisión del reporte 6

16 Devolución de reportes y entrega de calificaciones a los alumnos


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CRITERIOS DE EVALUACIÓN

ACTIVIDAD PESO

Asistencia puntual y realización de las prácticas 12.5%

Entrega puntual y correcta de los reportes 12.5%

NOTA FINAL 25%

LA REALIZACIÓN DE TODAS LAS PRACTICAS CON SUS CORRESPONDIENTES REPORTES TIENE UN PESO DE 25% Y COMPLEMENTA LA CALIFICACIÓN DE LA PARTE TEORICA (75%


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PRACTICA I .- CINETICA DE SEGUNDO ORDEN

Cinética de la reacción Persulfato-Ioduro

2KI + K2S2O8 I2 + 2K2SO4

OBJETIVOS :

a).- Determinar el orden de la reacción.

b).- Determinar la constante de reacción (Kr).

En esta cinética la concentración inicial de reactivos es igual a=b

Concentración y gramos utilizados para los reactivos :

K2S2O8 0.04M para 50 ml. 0.5406g

KI 0.04M para 50 ml. 0.3420g

Na2S203 0.0017M para 2 litros de solución 0.8438g

MATERIAL REACTIVOS


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1 Matraz erlenmeyer de 250 ml. 50 ml. de KI 0.04M

4 Matraces erlenmeyer de 125 ml. 50 ml. de K2S2O8 0.04M

2 Vasos de precipitado de 100 ml. 150 ml. de Na2S203

0.0017M

1 Bureta de 25 o 50 ml. Indicador de almidón

1 Pinza para bureta

1 Agitador

2 Pipetas de 10 ml.

1 Termómetro

PROCEDIMIENTO :

En un matraz erlenmeyer de 125 ml. agregar 50 ml. de la solución de KI 0.04M y agregar con agitación 50 ml. de la solución de K2S2O8 0.04M iniciando de esta manera la reacción ( en el momento en que se mezcla hay que iniciar la toma del tiempo de reacción). Tomar alícuotas de 10 ml. cada 6 minutos y titularlas con Na2S203 0.0017M agragando indicador de almidón cerca del punto final. Realizar la misma operación hasta completar 7 titulaciones. Anotar la temperatura de trabajo.


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PRACTICA II .- EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION

OBJETIVOS :

a).- Determinar parametros termodinámicos de activación

(Ea, K*, ∆H*, ∆G*, ∆S*)

La concentración inicial de reactivos a=b


K2S2O8 0.04M para 50 ml. 0.5406g

KI 0.04M para 50 ml. 0.3420g


MATERIAL REACTIVOS




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7


0.0017M


1 Pinza para bureta

1 Agitador

2 Pipetas de 10 ml.

1 Termómetro

PROCEDIMIENTO :

En un matraz erlenmeyer de 125 ml. agregar 50 ml. de la solución de KI 0.04M y colocar en un termostato a 30 o 40° C agregar con agitación 50 ml. de la solución de K2S2O8 0.04M que tenga la misma temperatura que la solución anterior, iniciando de esta manera la reacción ( en el momento en que se mezcla hay que iniciar la toma del tiempo de reacción). Mantener la temperatura de la mezcla de reacción a temperatura constante de 30 o 40° C Tomar alícuotas de 10 ml. cada 6 minutos y titularlas con Na2S203 0.0017M agregando indicador de almidón cerca del punto final. Realizar la misma operación hasta completar 7 titulaciones. Anotar la temperatura de trabajo.


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PRACTICA III .- EFECTO SALINO PRIMARIO EN LA VELOCIDAD DE REACCION

OBJETIVO :

a).- Observar el efecto salino primario positivo

La concentración inicial de reactivos a=b


K2S2O8 0.04M para 50 ml. 0.5406g

KI 0.04M para 50 ml. 0.3420g


La sal que se utilizará es el NaCl P.M. = 58.44 g/mol

En soluciones de las siguientes concentraciones :

Para 100 ml. 0.01M 0.0584g

0.05M 0.2922g

0.1M 0.5844g

0.2M 1.1688g


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0.3M 1.7532g

0.4M 2.3376g

Ecuación : log log .K K Z Z Ir A B= +0 102

Para electrolitos monovalentes I = M

MATERIAL REACTIVOS




0.0017M


1 Pinza para bureta NaCl

1 Agitador

2 Pipetas de 10 ml.

1 Termómetro

PROCEDIMIENTO :


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En un matraz erlenmeyer de 125 ml. agregar 50 ml. de la solución de KI 0.04M y la cantidad correspondiente de NaCl, La cual se disolverá en los 50 ml. de solución, ya que se haya disuelto agregar con agitación 50 ml. de la solución de K2S2O8

0.04M, iniciando de esta manera la reacción ( en el momento en que se mezcla hay que iniciar la toma del tiempo de reacción). Tomar alícuotas de 10 ml. cada 6 minutos y titularlas con Na2S203 0.0017M agragando indicador de almidón cerca del punto final. Realizar la misma operación hasta completar 7 titulaciones. Anotar la temperatura de trabajo.


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ADSORCIÓN DE ÁCIDO OXÁLICO SOBRE CARBÓN ACTIVADO

OBJETIVO:

Obtener una isoterma de adsorción utilizando la ecuación de Langmuir y determinar el área específica del adsorbente. INTRODUCCIÓN.

La adsorción es un fenómeno fisicoquímico de gran importancia, debido a sus aplicaciones múltiples en la industria química y en el laboratorio. En particular, resulta fundamental en procesos químicos que son acelerados por la presencia de catalizadores cuyo estado de agregación es distinto al de los reactivos. Este tipo de catálisis heterogénea se utiliza en procesos como la pirólisis del petróleo, el proceso Haber para la síntesis de amoniaco (catalizador de Fe), la fabricación de ácido sulfúrico (con V2O5) y nítrico (con Pt/Rh), la hidrogenación catalítica de aceites y grasas (con Pt/Pd), y muchos más. Otro ejemplo lo encontramos en los convertidores catalíticos de los automóviles, donde los contaminantes se adsorben sobre catalizadores de Pt/Pd. Incluso a nivel biológico, el primer paso en el proceso de catálisis enzimática es la adsorción del sustrato sobre la superficie de la enzima que se encuentra en suspensión coloidal (Atkins, 1991; Greenwood, 1984; Snyder, 1995; West, 1956).

En cromatografía de líquidos y gases la adsorción se utiliza para separar los componentes de una mezcla. Esta separación se basa en los diferentes grados de interacción de cada compuesto con el adsorbente. El mismo principio está detrás del funcionamiento de filtros de uso doméstico e industrial, desde el extractor de la cocina hasta las mascarillas antigases (Christian, 1994; Glasstone, 1968). La adsorción de gases sobre carbón de madera fue observada por primera vez por C. W. Scheele (químico sueco, descubridor del cloro) en 1773, aunque los primeros estudios sistemáticos fueron realizados por T. de Saussure en 1814. La adsorción de sustancias en disolución se conoce por lo menos desde 1785, por los trabajos de T. Lowitz (Glasstone, 1968).

Durante la adsorción de un gas o de un soluto en disolución, sus partículas se acumulan sobre la superficie de otro material. La sustancia que se adsorbe se denomina adsorbato y el material sobre el que lo hace es el adsorbente (el proceso inverso a la adsorción se conoce como desorción). La adsorción se distingue de la absorción en que


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esta última implica la acumulación de la sustancia absorbida en todo el volumen del absorbente, no solamente en su superficie.

En general se identifican dos tipos básicos de adsorción: la adsorción física, o fisiadsorción y la adsorción química, o quimiadsorción. La diferencia entre ellas radica en el tipo de interacciones entre el adsorbente y el adsorbato. En la adsorción física las interacciones predominantes son de tipo van der Waals, mientras que en la adsorción química las interacciones semejan enlaces químicos. Esto da lugar a entalpías de adsorción muy diferentes: alrededor de -20 kJ/mol para la fisiadsorción y cerca de -200 kJ/mol para la quimiadsorción (Atkins, 1991).

La formación de enlaces durante la adsorción química hace que el proceso sea más selectivo, es decir, que dependa marcadamente de la naturaleza de las sustancias involucradas. El helio, por ejemplo, no se adsorbe químicamente sobre una superficie ya que no forma enlaces ni compuestos. Es común que la interacción química entre el adsorbente y el adsorbato produzca cambios en la estructura de los compuestos involucrados. Esto puede modificar su reactividad y de ello depende la capacidad catalítica del adsorbente.

La cantidad de material adsorbido en un sistema depende de la temperatura y la presión o la concentración del adsorbato. Si la temperatura se mantiene constante durante el experimento, el grado de adsorción puede estudiarse como función de la presión o la concentración y generar así lo que se conoce como la isoterma de adsorción. Cuando el proceso dominante es la fisiadsorción, las características cualitativas de las isotermas de adsorción de diversos materiales son muy similares. De hecho, los resultados de la adsorción de solutos diversos se ajustan bastante bien, en un intervalo restringido de concentraciones (m), a los que predice la siguiente ecuación empírica, propuesta en 1909 por Freundlich:

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cmcN = (1)

donde N es la cantidad de sustancia adsorbida por gramo de adsorbente y c1 y c2 son constantes experimentales sin ningún significado físico (c2 es siempre mayor que 1, y usualmente se encuentra entre 2 y 4) (Glasstone, 1968). En 1916, Langmuir desarrolló un modelo simple para tratar de predecir el grado de adsorción de un gas sobre una superficie como función de la presión del fluido. En este modelo se supone que:

1) el adsorbato forma una capa monomolecular sobre la superficie;

2) todos los sitios de la superficie son equivalentes;

3) no hay interacción entre las partículas adsorbidas y


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A(g) + S(s) AS

ka

kd

4) las moléculas adsorbidas no tienen movimiento sobre la superficie

En el modelo de Langmuir se propone el siguiente esquema dinámico para representar la adsorción:

(2)

donde A simboliza al adsorbato gaseoso, S al adsorbente sólido, y AS al complejo adsorbente-adsorbato. Los procesos de adsorción y desorción están caracterizados por el valor de las constantes de rapidez ka y kd, respectivamente. Si se define la variable θ como la fracción de la superficie cubierta, o grado de recubrimiento (θ siempre está entre 0 y 1), y se asume que la rapidez de adsorción (dθ/dt)a es proporcional a la presión del gas y a la fracción descubierta de la superficie, se tiene:

)1( θθ −=

Pkdtd

aa

(3)

Durante la desorción, la rapidez del proceso (dθ/dt)d debe ser entonces proporcional al grado de recubrimiento de la superficie:

θθd

dkdt

d =

(4)

En el equilibrio dinámico la rapidez de ambos procesos se iguala (dθ/dt)a = (dθ/dt)d, de donde resulta que:

KPKP+

=1θ (5)


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y la constante K = ka/kd determina el estado de equilibrio a una presión dada. Esta relación da lugar a la conocida isoterma de Langmuir, que tiende a ajustarse a los datos experimentales mejor que la isoterma de Freundlich.

Como la adsorción es un proceso exotérmico, el incremento de temperatura favorece la desorción del adsorbato y θ disminuye si se mantiene la presión constante. En algunos sistemas la fisiadsorción es el proceso dominante a bajas temperaturas, mientras la adsorción química se manifiesta a altas temperaturas. Tal es el caso de la adsorción de hidrógeno sobre níquel (Glasstone, 1968).

Si consideramos la interacción de un adsorbato en fase líquida con un adsorbente (sólido) y que Nmax es la cantidad máxima de adsorbato que se puede adsorber en un gramo de adsorbente, el grado de recubrimiento θ resulta ser θ = N/Nmax. En estas condiciones, la isoterma de Langmuir (ec. 5) puede rescribirse de la siguiente forma:

KCKCNN

+= 1

max (6)

o como:

maxmax

1KNN

CNC += (7)

donde C es la concentración de equilibrio (concentración remanente del adsorbato en la fase líquida después de llevarse a cabo el proceso de adsorción) y N, como ya se mencionó, es la cantidad de sustancia adsorbida por gramo de adsorbente, la cual se calcula a partir de la siguiente ecuación:

cmCCVN −×= 0 (8)

donde V es el volumen de la disolución del adsorbato en contacto con el adsorbente, C0 la concentración inicial de la disolución del adsorbato, y mc la masa de adsorbente en contacto con la disolución del adsorbato.

Si el proceso de adsorción sigue el comportamiento descrito por la isoterma de Langmuir (ec. 7), la gráfica del cociente C/N como función C debe dar una línea recta de pendiente 1/Nmax y ordenada al origen 1/KNmax.

Si se conoce el área que ocupa cada molécula de adsorbato sobre la superficie del adsorbente, es posible calcular el área específica (A) del


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adsorbente (el área específica es el área superficial total de un gramo de adsorbente) a través de la ecuación:

σ0maxNNA= (9)

donde N0 es el número de Avogadro y σ el área que ocupa cada molécula de adsorbato sobre la superficie del adsorbente. Para ésta práctica se sugiere asumir un área σ = 2.1 × 10-19 m2 (21 Å2) por cada molécula adsorbida de ácido acético (Shoemaker, 1972). Para el caso del carbón activado empleado como adsorbente, su área específica se encuentra dentro del intervalo usual para adsorbentes constituidos por partículas pequeñas y porosas, entre 10 y 1000 m2/g (Shoemaker, 1972).

HIPÓTESIS*

MÉTODO EXPERIMENTAL.

El fenómeno de adsorción puede estudiarse con relativa facilidad en el laboratorio. Para ello se han desarrollado métodos diversos entre los que se encuentran los métodos de flujo, la desorción súbita (o ‘‘flash’’), la gravimetría y los métodos con trazadores radiactivos (Atkins, 1991).

Una de las técnicas más sencillas para analizar el grado de adsorción de un material sobre un adsorbente consiste en trabajar con disoluciones del adsorbato a diferentes concentraciones. El problema se reduce entonces a comparar la concentración del soluto antes (C0) y después de llegar al equilibrio con el adsorbente (C). Estas concentraciones se pueden determinar de varias maneras: las más comunes son la titulación y la espectrofotometría (Potgeiter, 1991; Shoemaker, 1972). El método permite trabajar con adsorbentes distintos como carbón activado, gel de sílice, alúmina, zeolitas, y también el uso de diversos disolventes. Para ilustrar los principios en que se basa, la parte experimental describe el procedimiento para el caso particular de la adsorción de ácido acético en disolución acuosa sobre carbón activado, empleando como método analítico la titulación ácido-base.


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MATERIAL Y SUSTANCIAS

2 buretas de 25 ml

3 embudos

13 matraces erlenmeyer de 250 ml

2 matraces aforados de 50 y 200 ml

2 pipetas graduadas de 5 y 10 ml

2 vasos de precipitados de 50 y 100 ml

2 probetas de 50 y 100 ml

6 tapones de hule forrados con aluminio

Papel filtro

Carbón activado

150 ml de Ácido oxálico 0.2 M

250 ml de NaOH 0.05 M

Fenolftaleína

Agua destilada

DESARROLLO EXPERIMENTAL a) Pese cinco porciones de 0.5 g de carbón activado y vacíe cada porción en diferentes matraces.

b) Enumere los cinco matraces con carbón activado (1, 2, 3, 4 y 5) y enumere otros cinco matraces sin carbón activado (1a, 2a, 3a, 4a y 5a).

c) A partir de la disolución de ácido oxálico 0.2 M prepare las disoluciones que se indican en la tabla siguiente:

Matraz No. (ml)

Vol. Ac. Ox. 0.2 M

(ml)

Vol. H20

[M] Final

C2H2O4

1 60 0 0.2

2 42 18 0.14

3 18 42 0.06

4 6 54 0.02

5 0 60 0.0


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d) Después de preparar las disoluciones que completan cada una 60 ml, vierta 35 ml de cada disolución en los matraces con carbón activado (1, 2, 3, 4 y 5) y 25 ml en los matraces sin carbón activado (1a, 2a, 3a, 4a y 5a), éstos últimos servirán como blanco. e) Tape los matraces que contienen el carbón activado con los tapones de hule forrados de aluminio y agite durante 30 minutos. f) Filtre las disoluciones con carbón desechando los primeros 10 ml, el resto de las disoluciones recíbalo en matraces limpios y secos. g) Del filtrado tome una alícuota de 10 ml y titule con la base empleando fenolftaleína como indicador. h) Repita el inciso g. i) Titule por duplicado 10 ml de las disoluciones que sirven como blanco, las cuales se encuentran contenidas en los matraces 1a, 2a, 3a, 4a y 5a. DATOS EXPERIMENTALES CÁLCULOS Y RESULTADOS

1.- Anote las temperaturas de las disoluciones. 2.- A partir de los datos experimentales obtenga un promedio de los volúmenes de titulación y calcule la concentración molar del ácido oxálico, tanto de las disoluciones blanco (C0) como también la concentración molar de las disoluciones tratadas con carbón activado (C). 3.- Por diferencia de concentraciones entre las disoluciones tratadas con carbón y los blancos, calcule los moles de ácido oxálico adsorbidos por gramo de adsorbente, N (ec. 8). 4.- Grafique N vs C0 (isoterma de adsorción). 5.- Grafique en las coordenadas de la forma lineal de Langmuir (ec. 7) y reporte los valores de Nmax y K obtenidos a partir de éste. 6.- Empleando la ecuación 9 calcule el área específica del adsorbente (m2/g). COMENTARIOS*

CONCLUSIONES*

BIBLIOGRAFÍA

Atkins, P.W., Fisicoquímica, 3a edición, Addison-Wesley Iberoamericana, EUA,

1991.


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Christian, G.D., Analytical Chemistry, 5a edición, John Wiley and Sons, EUA,

1994.

Glasstone, S., Tratado de Química Física, séptima edición, Ediciones Aguilar,

Madrid, 1968.

Greenwood, N.N., Earnshaw, A., Chemistry of the Elements, Pergamon Press,

Cambridge, 1984.

Potgeiter, J.H., ‘‘Adsorption of Methylene Blue on Activated Carbon’’, J. Chem.

Educ., 68[4] 349-350 (1991).

Shoemaker, D.F., Experiments in Physical Chemistry, Mc-Graw Hill, 1972.

Snyder, C.H., The Extraordinay Chemistry of Ordinary Things, 2a edición, John

Wiley and Sons, EUA, 1995.

West, E.S., Textbook of Biophysical Chemistry, 2a edición, Mac-Millan Co., Nueva

York, 1956.

*propuestas por los estudiantes.


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MEDICIÓN DE LA TENSIÓN SUPERFICIAL DE LÍQUIDOS PUROS POR EL MÉTODO DEL ESTALAGMÓMETRO O

CONTEO DE GOTAS.

OBJETIVOS

Medir la tensión superficial de diferentes líquidos puros. Comparar los resultados de tensión superficial de los líquidos obtenidos

experimentalmente con los valores ya reportados en la literatura.

INTRODUCCIÓN

La tensión superficial de un líquido se debe a la existencia de la presión interna, es decir, la fuerza que succiona a las moléculas de la interfase al interior del líquido y dirigida perpendicularmente a la superficie. La presión interna de las sustancias es función de la polaridad de las moléculas que la constituyen; entre mayor sea la polaridad del líquido, mayor será su presión interna. La presión interna succiona hacia el interior a las moléculas que se encuentran sobre la superficie del líquido y como consecuencia de esto, en ciertas condiciones tiende a disminuir la superficie hasta un mínimo.

Las unidades de esta magnitud son dinas/cm.

Existen diferentes métodos para determinar la tensión superficial de un líquido, tales como; elevación o ascenso capilar, presión máxima o de Rebinder, conteo de gotas o del estalagnómetro, etc.

La expresión que se utiliza para determinar el valor de la tensión superficial por el método del estalagnómetro es la siguiente:

n

x

o

oox n

n δδ

γγ =

donde: γo = Tensión superficial del líquido estándar. (dinas/cm)

no = Número de gotas del líquido estándar

δo = Densidad del líquido estándar (g/ml)

γx = Tensión superficial del líquido problema (dinas/cm)

nx = Número de gotas del líquido problema

δx = Densidad del líquido problema /g/ml).


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MATERIAL Y SUSTANCIAS: 1 Estalagnómetro (bureta).

3 Vasos de precipitados de 50 ml.)

1 Perilla de succión o jeringa

1 Pizeta con agua destilada

Acetona, Etanol, Metanol, Cloroformo.

HIPÓTESIS*

MÉTODO EXPERIMENTAL: Estalagnómetro o conteo de gotas

ETAPAS EXPERIMENTALES.

Anote la temperatura de trabajo Se debe tener cuidado de que el estalagnómetro (bureta) este perfectamente

limpio y seco antes de iniciar el experimento ya que de esto dependerá en gran parte el éxito del experimento.

Coloque en posición vertical el estalagnómetro y agregue la cantidad adecuada de agua destilada para contar el numero de gotas en un determinado volumen.

Verifique que la velocidad de goteo sea de 15 a 20 gotas/min (ya que de lo contrario contara sólo fracciones de gotas o bien se evaporará cierta cantidad de líquido) y proceda a la determinación del numero de gotas para el agua.

Seque perfectamente la bureta con acetona y proceda a la determinación del número de gotas para cada uno de los líquidos problema.

No olvide lavar y secar la bureta después de cada determinación.

RESULTADOS Y CÁLCULOS.

1. Anote sus datos experimentales incluyendo la temperatura de trabajo. 2. Construya una gráfica de δ (g/ml) en función de la temperatura (°C) de datos

reportados para el agua y determine su δ (g/ml) a la temperatura del experimento. 3. De datos reportados, construya una gráfica de γ (dinas/cm) del agua en función de la

temperatura (°C) y determine su γ a la temperatura del experimento. 4. Utilizando los datos de los incisos anteriores, la densidad de los líquidos y el número

de gotas determinados experimentalmente y calcule los valores de tensión superficial de cada líquido.


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5. Construya una gráfica de γ (dinas/cm) en función de la temperatura (°C) de datos reportados para los líquidos problema y determine su γ a la temperatura del experimento.

6. Calcule el porcentaje de error de sus resultados con respecto a los datos ya reportados.

7. Discusión de resultados

CONCLUSIONES*

BIBLIOGRAFÍA*

COMENTARIOS*

*Aspectos propuestos por los alumnos


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ACTIVIDAD SUPERFICIAL DE ALCOHOLES ALIFÁTICOS

OBJETIVOS:

Empleando un estalagmómetro Traube determinar la tensión superficial de soluciones de alcoholes alifáticos.

Estudiar la influencia de la concentración (M) de los alcoholes en la actividad superficial.

Demostrar que su actividad superficial aumenta con la longitud de la cadena hidrocarbonada (Regla de Traube).

INTRODUCCIÓN:

Las sustancias tales como ácidos grasos de cadena corta y alcoholes son solubles tanto en agua como en solventes orgánicos. La parte hidrocarbonada (cadena lipofílica) de la molécula es la responsable de su solubilidad en el solvente orgánico, mientras que la parte polar (grupos hidrofílicos: –OH, -COOH etc.) tiene suficiente afinidad con el agua como para introducir a la cadena hicrocarbonada no polar a la solución acuosa.

Al disolver en agua a sustancias orgánicas, cuyas moléculas tienen una parte polar y una parte no polar (sustancias anfifílicas), la interacción entre las moléculas de agua y las moléculas de éstas sustancias en el volumen de la solución es menor que la interacción entre las moléculas del agua, por esta razón, estas sustancias serán expulsadas preferentemente del volumen del solución para adsorberse en la interfase L/G. Como consecuencia de la acumulación de estas sustancias en la superficie, la interacción molecular en la capa superficial disminuye y la tensión superficial disminuye con el aumento de la concentración C (moles/L). Con el crecimiento de la cadena, las moléculas de estas sustancias son expulsadas con más fuerza hacia la superficie, lo que disminuye aún más la tensión superficial. El valor límite de la disminución de la tensión superficial con la concentración, es decir, la magnitud se llama ACTIVIDAD SUPERFICIAL y las sustancias que disminuyen la tensión superficial del solvente se denominan sustancias TENSOACTIVAS.

La actividad superficial es un fenómeno dinámico, ya que el estado final de una superficie o interfase (capa monomolecular orientada) representa un balance entre la tendencia hacia la adsorción y la tendencia hacia el completo mezclado debido al movimiento térmico de las moléculas.

En la serie homóloga de los ácidos grasos, alcoholes y aminas, la actividad superficial aumenta aproximadamente en una progresión geométrica dada por la REGLA DE TRAUBE.


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MATERIAL Y SUSTANCIAS: 1 Estalagmómetro Traube (Bureta).

1 Pinza para Bureta.

4 Pipetas graduadas

(1 de 25 ml,1 de 10 ml o 5 ml y 1 de 2 ml)

1 Pizeta con agua destilada

2 matraces aforados de 50 ml

2 matraces aforados de 25 ml.

8 matraces erlenmeyer de 50 ml

Agua destilada, Acetona

Alcoholes (Metílico, etílico, isopropílico y amílico)

Nota: Puede utilizarse 1- propanol y 1- butanol en lugar de dos alcoholes considerados.

HIPÓTESIS*

MÉTODO EXPERIMENTAL. Estalagmómetro o conteo de gotas

ETAPAS EXPERIMENTALES:

1. Anote la temperatura a la cual se realizara el experimento. 2. Prepare 100 ml de solución 0.25 M de cada alcohol. Para poder realizar estos

cálculos, investigue las formulas, peso molecular y densidad de cada uno de los alcoholes.

3. Utilizando la solución 0.25 M, prepare 25 ml de las siguientes diluciones: 0.20 M, 0.15 M, 0.10 M y 0.05 M de cada uno de los cuatro alcoholes y transferirlos a los matraces erlenmeyer de 25 ml, etiquetándolos.

4. Consulte instrucciones generales sobre el manejo y limpieza del estalagmómetro (bureta).

5. Determine el número de gotas de agua destilada en un volumen determinado. Cuide que la velocidad de goteo sea aproximadamente de 15 a 20 gotas por segundo.

6. Proceda a contar por separado el número de gotas de las soluciones del metanol, iniciando con la más diluida. El volumen considerado para realizar el conteo de gotas en este caso y los demás, debe ser constante (el considerado anteriormente); así como los niveles superior e inferior en la bureta.


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7. Continuar las determinaciones con las demás diluciones en orden creciente de concentraciones.

Notas

Después de cada determinación para un mismo alcohol enjuague con un poco de la dilución siguiente y deseche esto; posteriormente agregue el volumen adecuado para llevar a cabo el conteo de gotas

Cuando cambie de soluciones de un alcohol a otro, no omitir el lavado y enjuagado con agua destilada.

RESULTADOS Y CÁLCULOS.

1. Anotar sus datos experimentales en una tabla, incluyendo la temperatura de trabajo a

la cual se realizó el experimento. 2. Mediante curvas de calibración obtener la densidad y la tensión superficial del agua

destilada a la temperatura del experimento. 3. Calcula la constante del aparato mediante la relación:

o

oonKδ

γ= ---------------------- (1)

donde: γo = Tensión superficial del líquido estándar. (dinas/cm)

no = Número de gotas del líquido estándar

δo = Densidad del líquido estándar (g/ml).

1. Construya las curvas de calibración δ(g/ml) vs M(moles/l) de todas las soluciones de los alcoholes.

2. Calcule la tensión superficial de las soluciones de los alcoholes empleando la relación:

x

xx nK δγ =


Q.F.B

25

donde: δx = densidad del líquido problema (g/ml)

nx = número de gotas del líquido problema

K = constante del aparato determinada previamente

3. Ordenar los datos obtenidos en la siguiente tabla: Concentración (M) 0.05 0.10 0.15 0.20 0.25

Alcohol Tensión superficial (dinas/cm)

Metanol

Etanol

Isopropanol

n-pentanol

4. Representar en una sola hoja las gráficas de γx (dinas/cm) en función de la concentración de las soluciones para cada alcohol.

5. ¿Como influye el tamaño de la cadena hidrocarbonada en la serie homóloga de los alcoholes según Traube?

6. ¿Cómo influye la concentración de un alcohol de cadena hidrocarbonada lineal en la tensión superficial de soluciones acuosas?

7. Explique como influye la tensión superficial en el tamaño de las gotas del líquido 8. Discusión de resultados

CONCLUSIONES*

BIBLIOGRAFÍA*

COMENTARIOS*

*Aspectos propuestos por los alumnos

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BENEMÉRITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA FACULTAD DE ... · fac. cs. qs. dpto. de fisicoquÍmica laboratorio de fisicoquÍmica ii q.f.b 8 practica iii.- efecto salino primario