LAB 1.-

ResumenLa viscosidad se define como la resistencia que presenta un fluido ante una fuerza de

desplazamiento.En el siguiente informe se determinará el coeficiente de viscosidad de un líquido problema, para lo cual primero se determinara la viscosidad relativa de dicho líquido con respecto a uno conocido.Para esto se debe conocer el manejo de un instrumento muy útil en este caso: el viscosímetro de Ostwald, que permitirá medir el tiempo de escurrimiento del líquido problema y del agua (liquido conocido).Con los datos obtenidos y luego de los tratamientos y cálculos necesarios se obtendrá el valor del coeficiente de viscosidad del liquido problema. Los valores obtenidos en el trabajo fueron: (Etanol): 0.973 0,004(centipoise) , lo que tiene un error relativo de 11.2% con respecto al valor real de este.

A)Método experimental:Posteriormente se coloco el viscosímetro en un soporte y se sumergió en la unidad termostática hasta que el nivel X quedo por debajo de la superficie del agua. Luego se midió 5mL de agua destilada , los cuales se vaciaron en el viscosímetro. Se succionó el viscosímetro usando una pro pipeta, hasta que el nivel del agua dentro de este llegó por sobre la marca X, luego se dejó fluir el agua, hasta que bajo del nivel Y.Esto se repitio por alrededor de 10 minutos para que el sistema tuviera la misma temperatura.Después de esto se empezó a succionar el agua hasta que llegara al nivel X y se dejaba escurrir hasta y tomando el tiempo que se demoraba . Esto se repitió por 30 veces Luego, se desprendió el viscosímetro del soporte y se vació el agua, se limpio el material con acetona, tras lo cual se secó usando la trompa de agua. Después se volvió el viscosímetro al soporte y por ende a la unidad termostática. Posteriormente se midió 5 mL de etanol y se repitió lo realizado con el agua.Lugo de terminadas las 60 mediciones (30 para el agua y 30 para el etanol), se limpió el material y se tomaron los datos correspondientes a la presión atmosférica, la temperatura del sistema, la temperatura ambiental y la densidad del etanol.

ANALISIS Y RESULTADOSA) Parte Teórica:Ya se conoce el significado de viscosidad, es la resistencia que opone un fluido ante una fuerza de desplazamiento. Esta propiedad de los fluidos puede ser medida, y se representa por es decir por el coeficiente de viscosidad.Este coeficiente se obtiene midiendo el tiempo de flujo de un volumen conocido a través de un capilar de largo L y radio a, y midiendo la diferencia de presión en ambos extremos del tubo capilar y se relacionan según la ecuación siguiente: *p*a 4*t

8*V*LDonde:p: diferencia de presiones en los extremos del capilar

V: volumen de líquido t: tiempo de escurrimiento L: largo del capilar A: radio del capilar

Ahora bien, el valorp depende de la diferencia de nivel del líquido en el capilar (h) y de la presión () y fuerza de gravedad (g).

p = *g*hLuego el valor de se transforma en: *h*a 4*t*g*

8*V*LSi tomamos dos líquidos cualesquiera y relacionamos sus coeficientes 1,2 , y puesto que se midió en el mismo viscosímetro se tiene L = Cte., a = Cte., y como g = Cte., tenemos:

1h1*t 1* 1* V2

2 V1*h2*t 2*2

Ahora si además V1 = V2 yh2h1 tendremos:

1t 1* 1

2 t 2*2

y finalmente tendremos :1t 1* 1 *2 t 2*2

Mediante esta expresión es posible determinar el valor del coeficiente de viscosidad del etanol.Ejemplo de cálculos: _

Tetanol = tetanol - Calculo del promedio de etanol (liquido problema)

_ n

Tetanol = 1* ti tetanol = 1 *(1142.89) = 14.13(s) n i=1 30

Luego, para conocer la incertidumbre (), debemos usar un tratamiento estadístico, para lo cual es necesario calcular la desviación estándar:- Calculo de la desviación estándar: n _ etanol = {1 * (ti-t)2} ^ (1/2) etanol = 0.07 (s2) (n-1) i = 1

Ahora la incertidumbre se relaciona con la desviación estándar como sigue:- Calculo de incertidumbre

= t( ,p) * donde: N-1 (N)1/2 p = criterio de confianzaCon un criterio de confianza de 0,05 se tiene: = t(29;0,05) * 0.07

nota:(el valor de t(29; 0,05) se obtuvo de una tabla, y corresponde a los valores de la distribución t de student). Luego de obtenido este valor, solo queda reemplazar, con lo cual los tiempos de escurrimiento se transforman en:

Tetanol = tetanol tetanol =14.13 0,03 (s)del mismo modo se obtiene:

Tagua = tagua tagua = 10.23 0,03 (s)Ahora podemos calcular el coef. de viscosidad del etanol:

0.973 (centipoise)

LAB2 Determinación exacta de la masa molar de un gasResumen

En el experimento realizado se buscaba como objetivo determinar la densidad de un gas a diferentes presiones y obtener así su masa molar por el método de las densidades límites Además se aprender el método y familiarizarse con los equipos. Obteniendo los valores de las presiones y las densidades se hizo una relación que se mostró en el gráfico d/P v/s P de donde extrapolando a cero se obtiene el valor (d/P)P0 , y con este el valor de la masa molar y así determinar con que gas es el que estábamos trabajando que en nuestro caso fue oxígeno.

Parte experimental

Método experimentalLo que primero se realizó, fue calcular de forma aproximada las alturas de las ramas del manómetro necesarias para obtener una presión de gas de 200 mmHg.Luego de verificar que el equipo estuviese limpio y seco, se comenzó con el trabajo experimental.Lo primero en realizar fue hacer el vacío en el balón y luego pesar este balón. Como el volumen se mantenía constante verificamos que el balón estaba herméticamente cerrado. Se conectó nuevamente el balón haciendo vacío y luego llenando el balón con gas a la presión deseada, luego de esto pesar el balón. Se realizó esto disminuyendo la presión hasta llegar a la altura de 1 cmHg. Después de esto pedimos el volumen del balón de gas y medimos la presión y temperatura del ambiente.

Parte teórica

Para la determinación de la masa molar exacta del gas trabajado, se va a ocupar la ecuación de estado del gas ideal, pero mediante el método de las densidades límites que consiste en que cuando la presión tiende acero, a una temperatura constante la ecuación de estado es valida para cualquier gas. La ecuación de estado se dejara expresada, entre otros términos, en la densidad y la masa molar, entonces: p V = n R T con n = m / M p V = m / M R T p M= m / V R T con ρ = m / V p M = ρR T M ρ / p = --------- .............. (1) R T

De la ecuación (1) el valor de ρ / p va a variar con la presión, siendo estos valores,

para cada determinación, graficados y de donde se obtendrá, por medio de una extrapolación de la recta que pasa por los puntos, el valor de la relación ρ / p cuando la presión tiende a cero (ρ / p )p0

Así la ecuación final que nos permitirá determinar la masa molar exacta del gas es:M = (ρ / p )p0 R T

Donde: M = Masa molar exacta del gas. (ρ / p )p0 = Valor obtenido al extrapolar en el gráfico. R = Constante de los gases.

T = Temperatura a la que se hicieron las determinaciones (constante).

Gráfico N º 1

d/P v/s P

y = -0,1508x + 1,4398

R2 = 0,5192

1,2001,2201,2401,2601,2801,3001,3201,3401,3601,3801,4001,420

0 0,2 0,4 0,6 0,8 1 1,2

P (atm)

d/P

(g

/atm

L)

Serie1

Lineal (Serie1)

Ejemplo de cálculos· Presión del gas:

Pgas = Px = Pbar - ( hx + h r )· Masa del gas:

mgas = m ( balón + gas ) - m ( balón vacío)

· Densidad del gas: d = m/V· (d/P) :

Cálculo de la masa molecular del gas:

M = (d/P)P0 RT

El peso molecular M depende del factor (d/P) cuando P tiende a cero. Este factor (d/P)p0 obtenido a partir de la extrapolación de la gráfica tiene un valor de 1.4398 (g/atm L), por lo tanto se calcula:

M = 1.4398(g/atm L) * 0.08206 (atm L / mol K ) * 294 (K)

M = 34.82 0.2 (g/mol)

LAB3“PRESIÓN DE VAPOR DE UN LÍQUIDO PURO” RESUMEN

El objetivo de este experimento, es calcular el calor de vaporización molar de una muestra problema, en este caso alcohol isopropílico. Se ha recurrido a una ecuación termodinámica derivada de la ecuación de Gibbs-Helmholtz.

Se ha obtenido finalmente un valor de calor molar de vaporización de 44[kJ/mol] el cual no está muy lejos del valor teórico que es 40 [kJ/mol]PARTE EXPERIMENTALa) Método ExperimentalEl trabajo realizado en el laboratorio consiste en medir temperaturas de ebullición de un líquido muestra problema a diferentes presiones.

El experimento se realizo de la siguiente manera: Primero se comenzó con medir una presion aproximada de 200mmHg y se empezó a aumentar la temperatura, con un mechero, hasta que el líquido tenga una ebullición lenta, cuando esto se lograba se tomaba la presión y la temperatura del sistema. Esto se repitió 7 veces aumentando la presión cada vez hasta llegar a la presión atmosféricaRESULTADOS1. PARTE TEÓRICA

En este punto tendremos un equilibrio químico heterogéneo, porque las sustancias presentes se encuentran en más de una fase.

Esto es un equilibrio de vaporización.Un equilibrio de vaporización es un ejemplo importante de equilibrio entre gases ideales y fases condensadas entre un líquido puro y su vapor:B(liquido) B(gas)

Suponiendo que la presión de vapor en equilibrio es p. Entonces:Kp=p y G°=°(gas)- °(liquido)

Aplicando la ecuación de Gibbs-Helmholtz, tenemos:Que es la ecuación de Clausius-Clapeyron. Esta ecuación relaciona la temperatura de la presión de vapor de un líquido con el calor de vaporización.Ahora, cambiando de lado el término T2.

Con esto calcularemos nuestro resultado gráficamente.La recta de la gráfica de ln p versus 1/T tiene una pendiente igual a -H°/R.

Cálculo del Calor Molar de Vaporización Hv:

La ecuación de la recta para el gráfico –ln(p) versus 1/T nos ha entregado la pendiente correspondiente a lo que necesitamos, ecuacion es:y = 7500.27x + 21.677 Esto es lo que usaremos para calcular el Hv de nuestra muestra problema, sustituyendo el valor de la pendiente de la recta (7500,27) en la ecuación (1) queda:**Nos hemos aprovechado que ya hemos graficado la pendiente con el signo negativo.

Ahora, el valor de Hvap es fácilmente despejable de esta ecuación, quedando así:

Esto es el calor de vaporización molar, aproximamos a 44 [kJ/mol].

GRAFICO 1:Presión v/s TemperaturaCONDICIONES: 18°C , 759.5 mmHg

0,00

0,20

0,40

0,60

0,80

1,00

1,20

325,0 330,0 335,0 340,0 345,0 350,0 355,0 360,0

Temperatura [K]

Pre

sió

n [

atm

]

GRAFICO 1:-ln P versus 1/T

CONDIC IONES : 18°C , 758.5 mmHg

y = 7508,27285x - 21,67735

R2 = 0,98996

-0,20

0,00

0,20

0,40

0,60

0,80

1,00

1,20

1,40

1,60

0,00285 0,00290 0,00295 0,00300 0,00305 0,00310

[1/T], T en K

[-ln

(P)]

, P

en

atm

- Ejemplo de cálculosHaremos la demostración del ejemplo de cálculos para el dato n°7:

Datos Experimentales:Temperatura: 75,0°CAltura Rama x= 4.2 [cmHg]Altura Rama r= 3.7 [cmHg]Presión Barométrica Corregida: 759.5 [mmHg]

Presión: 75.95 – ( 4.2 + 3.7 ) [cmHg] = 68,1 [cmHg]

Ahora en atmosfera:

68.1 (cmHg)/76(cmHg)=0.896 atm

Logaritmo Natural Negativo de la Presión:

-loge 0,896 = 0,109 Inverso de la Temperatura:

Lab 4Calor de CombustiónRESUMENEn el siguiente trabajo práctico se tiene como objetivo determinar el calor de la reacción de combustión del magnesio. Para lograr esto, se determinará el calor de combustión del magnesio con otras especies. Y conociendo el calor de formación del agua, y obteniendo de forma experimental los calores de reacción del magnesio metálico y del óxido de magnesio con ácido clorhídrico, podremos determinar el calor de combustión del magnesio el cual en nuestro experimento resulto ser: – 613,88 kJ/molPARTE EXPERIMENTALRealizado el trabajo previo, en donde se calcularon los gramos necesarios de cloruro de amonio y oxido de magnesio a utilizar, se comienza el trabajo práctico. Donde primero se agregaron 100 mL de agua destilada al calorímetro, se tapa el calorímetro y se comienza a agitar suavemente, haciendo lectura cada 15 segundos hasta que la temperatura se mantenga constante, luego de pesar la cantidad calculada de cloruro de amonio esta se agrega al calorímetro, luego de haberlo tapado se agita uniformemente haciendo lectura de los datos y anotándolo en la tabla. Luego se realiza el procedimiento anterior pero esta vez con 100 mL de HCl 1M y con la cantidad calculada de magnesio metálico. Y por último de 100 mL de HCl 1M con la cantidad calculada de óxido de magnesio.RESULTADOSParte teórica:

Para la determinación del calor de combustión del Magnesio, se va ocupar la Ley de Hess, aplicada a las siguientes reacciones químicas:

Mg(s) + 2 HCl(ac) MgCl2(ac) + H2(g) H reacc 1MgO(s) + 2 HCl(ac) MgCl2(ac) +

H2O(l)H reacc 2H2(g) + ½ O2(g)

H2O(l)H ºf

Entonces de las ecuaciones químicas anteriores, se obtiene: Mg(s) + ½ O2(g) MgO(s) H ºcomb = H reacc1 - H reacc2 + H ºf

Donde: H ºf se obtiene de textos bibliográficos. H reacc1, H reacc2 se obtienen de la manera que sigue H = - CP ( K ) + CP ( P ) dT Donde: CP ( K ) + CP ( P ) = C , que representa la capacidad calorífica de la solución y como las dos soluciones son de igual composición, entonces la capacidad calorífica es igual para ambas soluciones, entonces: n Donde: C: Capacidad calorífica de la solución.C = ----------- n: Moles de la sal que se le agrega al calorímetro (NH4Cl). H: Calor de solución del Cloruro de Amonio. T: Diferencia de temperatura durante la calibración.Ahora conocida la capacidad calorífica, podemos calcular los H reacc1 y H reacc2, entonces:

T(°C) v/s tiempo(s)

19,8

19,9

20

20,1

20,2

20,3

20,4

20,5

20,6

20,7

20,8

20,9

0 50 100 150 200 250 300 350 400

tiempo (s)

T(°C

)

Serie1

T(°C) v/s tiempo(s)

048

12162024283236404448

0 100 200 300 400 500 600 700

tiempo(s)

T(°

C)

Serie1

T(°C) v/s tiempo(s)

02468

101214161820222426283032

0 100 200 300 400 500 600 700

tiempo(s)

T(°

C)

Serie1

Donde: Δ H: Calor de reacción. - C C: Capacidad calorífica.

ΔH = ------------ : Diferencia de temperatura. N n: Moles de sal.

Como de la ecuación anterior se obtiene el H reacc1, H reacc2 y como se conoce H ºf , entonces se puede calcular el calor de combustión para el Magnesio, mediante:

H ºcomb = H reacc1 - H reacc2 + H ºf

Gráficos:Gráfico 1, para el cloruro de amonio con el agua destilada.

Gráfico 2, para el HCl 1M con el magnesio metálico.

Gráfico 3, para HCl 1M con óxido de magnesio.

Ejemplo de cálculos: datos:Masa Cloruro de Amonio: 1,4887 g Peso molecular Cloruro de Amonio: 53,45 g/molMasa Magnesio metálico: 0,6419 g Peso molecular Magnesio metálico: 24,31 g/molMasa Oxido de Magnesio: 1,0719g Peso molecular Oxido de Magnesio: 40,31 g/molCalor de solución para el Cloruro de Amonio: 16,23 kJ/mol

Masa Para determinar los moles : Moles = -------------------- Peso molecular

1,4887 g Moles (NH4Cl) = ----------------- = 0,02785 mol 53,45 g/mol 0,6419 gMoles (Mg) = ----------------- = 0,02640 mol 24,31 g/mol 1,0719gMoles (MgO) = ---------------- = 0,02659 mol 40,31 g/mol Para Determinar los la diferencia de temperatura (T), se tiene: T1 (H2O + NH4Cl) = |20,81 – 19,92| ºC = 0,89ºC T2 (HCl + Mg) = |46.0 – 21.5| ºC = 24,5ºC T3 (HCl + MgO) = |29.5 – 22.0| ºC = 7,5 ºC Para la determinación de la capacidad calorífica, se tiene: n H 0,02785 mol 16,23 kJ/molC = --------- = ------------------------------------- = 0,5078 kJ/ ºC T 0,89 ºC** Para la determinación del calor de reacción, se tiene: C T

H reac. = --------- ; n

0,5078 kJ/ ºC 24,5 ºCH reacc1 (HCl + Mg) = --------------------------------- = - 471,25 kJ/mol 0,0264 mol

0,5078 kJ/ ºC 7,5 ºC H reacc2 (HCl + MgO) = --------------------------------- = - 143,2 kJ/mol 0,02659 molPara la determinación del calor de combustión del Magnesio, se tiene:Si Calor de formación del Agua líquida (H ºf)) = - 285,83 kJ/molH ºcomb = H reacc1 - H reacc2 + H ºf

H ºcomb = - 471,25 kJ/mol + 143,2 kJ/mol - 285,83 kJ/mol

H ºcomb = - 613,88 kJ/mol

LAB5Equilibrio químico heterogéneo”ResumenEl objetivo de este laboratorio es determinar la constante de equilibrio de una reacción química heterogénea a diversas temperaturas. Para poder calcular Gº , Hº y Sº para la reacción. Esto se hará determinando la presión de disociación a diferentes temperaturas, a partir de estas presiones se determinara Kp luego por una relación se obtendrá Gº, luego utilizando una de las formas de la ecuación de Gibbs Helmholtz se hará un grafico lnKp versus 1/T a partir del cual obtendremos Hº, calculando su pendiente, finalmente a través de otra relación se obtendrá SºLos resultados obtenidos son:Gº= 23.14 KJ/molHº=164.414 KJ/molSº=474.0456 J/KMetodo ExperimentalProcedimientoEl sistema esta previamente armado, por lo que se procede de inmediato a sacar el matraz del sistema y agregar en él carbomato de amonio suficiente como para cubrir el fondo del matraz, posteriormente colocar el matraz en el sistema, y sumergirlo en el termostato, luego hacer vacío dejando abierta la llave que esta mas próxima al matraz, después cerrar la llave que conduce a la bomba de vacío y apagar esta ultima. Luego cerrar también la llave próxima al matraz. Las ramas del manómetro cero variaran por el gas producido de la disociación del carbomato de amonio, se tendrá que dejar entrar aire por la llave indicada para que las columnas del manómetro cero se igualen, una vez logrado esto se dice que el sistema esta en equilibrio, y se procede a anotar la temperatura del sistema y las alturas de las columnas del manómetro de rama abierta.Este procedimiento se repetirá en varios intervalos de temperatura no sobrepasando los 45º.La temperatura se ira aumentando con el uso del termostato y con agua hervida para acelerar el proceso.ResultadosParte teoricaEquilibrio entre gases idelaes y fases condensadas puras.Si las sustancias que sue participan en el equilibrio quimico se encuentran en mas de una fase, el equilibrio es heterogeneo.Si, ademas la reaccion involucra uno o mas solidos o liquidos puros , la expresion para la constante de equilibrio para la reaccion estudiada es:NH2COONH4(s) =2NH3 (g) +CO2 (g)

Kp=P2(NH3)*P(CO2)

, como las fracciones molares son XNH3=2/3 y XCO2=1/3se sabe que las presiones parciales estan dadas por:Pi=Xi * Pt

Entonces:PNH3=2P/3 y PCO2=P/3,reemplazando se tiene entonces que:

Kp=(2P/3)2*(P/3)=4P3/27Donde P es la presion de disociacion del arbomato de amonio, es decir la presion total del sistema cuando se ha alcanzado el equilibrio.A partir del resultado anterior se puede decir que existe una dependencia de la constante de equilibrio con la temperatura, esta puede expresarse como:Gº=-RTlnKpAdemas se conoce la ecuacion:2)Gº/T)/T=- Hº/T2

, que es una de las formas de la ecuacion de Gibbs Helmholtz,a partir de estas dos ecuaciones se tiene la siguiente ecuacion:3) d (ln Kp)/dT=Hº/RT2

,se obtiene una ecuacion equivalente:d(ln Kp)= -Hº/R d(1/T), que es una forma conveniente para su representacion grafica.Esta ecuacion muestra que la grafica ln Kp versus 1/T tiene pendiente igual a -Hº/R .Como Hº es constante al menos en intervalos moderados de temperatura, la grafica es con frecuencia lineal.Al obtener valores de Gº a varias temperaturas y el valor Hº dado a partir de la grafica de la ecuacion 3), podemos calcular Sº para cada temperatura por la ecuacion:Gº= Hº-TSºCalculo de presiones a partir de hr y hxPc=762.08/760 mmHg= 1.003 atmP1=1.003 –(0.478+0.475)=0.05 atmP2=1.003-(0.455+0.455)=0.093atmP3=1.003-(0.430+0.429)0.144 atmP4=1.003-(0.404+0.403)=0.196 atmP5=1.003-((0.351+0.350)=0.302 atmCalculo de kpKp=4 Pi3/27Kp1=4/27 (0.05)3 =1.85*10-5Kp2=4/27 (0.093)3 =1.1910-4Kp3=4/27 (0.144)3=4.42310-4Kp4=4/27 (0.196)3=1.11510-3Kp5=4/27 (0.302)3=4.0810-3

Grafico

GRAFICO 1:1/T versus ln(Kp)Temp Ambiente: 20 [°C ]

P resión Atm: 762,2 [mmHg]

y = -22607,55x + 66,86

R2 = 0,99

-12

-10

-8

-6

-4

-2

0

0,0032 0,00325 0,0033 0,00335 0,0034 0,00345

1/T [T en °K]

ln K

p

I -A traves de un ajuste de los puntos de la recta obtenida se obtiene la ecuacion siguiente:Ln kp=-19744.611 /T +56.99De aquí se observa que su pendiente es :,m=-19744.611=-H/R ;como R=8.31441 J/K mol se tiene que :

H=164414.2234 J/K mol= 164.414 KJ mol

II- se obtine del grafico 1/298=3.36*10-3 y se encuentra el valor de ln kp a esa temperatura la cual es :Ln kp=-9.34Con este valor se puede calcular Gº=-8.31441 J/Kmol 298 K *-9.34=23140.522 J

Gº=23.14 KJ/ mol

Con este valor se puede calcular Sº=(Hº-Gº)/T=(164414.2234 J-23140.522J)/298K=474.0456 J/K

Sº=474.0456 J/K

III con los datos de Sºf Hºf Gºf de CO2 y NH3 a 298 K Se pueden calcular Sºf Hºf Gºf del carbomato de amonio:Hºf( carbamato)=2*Hºf NH3 + Hºf(CO2)-Hºrx=2*-45094-393.51-164.414=-649.804 KJ/molGºf(carbamato)=2*Gºf NH3 + Gºf CO2 -Gºf rx=2*-16.5-394.36-23.14= -450.5 KJ/molSºf(carbamato)=2*Sºf NH3 +SºCO2 -Sº= 2*192.67+216.677-474.0456=124.9714 J/K mol