lunes, 16 de julio de 2012

Concentración de Desconocido (Práctica 7)

Introducción
En esta segunda parte se procederá a determinar la concentración de una solución utilizando la λ máxima obtenida en la Parte 1. Se construirá una gráfica lineal de Absorbancia vs. Concentración a partir de las lecturas de Tramitancia de un conjunto de soluciones patrón. 

Procedimiento
  1. Encender el espectrofotómetro unos 20 mins antes de usarlo
  2. Calibrar al 0% de Tramitancia con el botón de la izquierda
  3. Seleccionamos la longitud de onda obtenida en la parte I (535nm)
  4. Colocamos un tubo que contenga el solvente puro o el liquido de referencia. Ciérrelo y calibre el 100% de Tramitancia
  5. Procedemos a leer el % T para cada una de las soluciones patrón
  6. Leemos el % T de las soluciones de concentración desconocida

domingo, 15 de julio de 2012

Determinación de LAMDA Máxima

Objetivo

  • Aplicar los conocimientos de la ley de Lambert & Beer para radiaciones monocromáticas 
  • Se aprenderá el funcionamiento del espectrofotómetro Spectronic 20, y su uso en la determinación de la longitud de onda máxima absorbancia y en la determinación cuantitativa de concentraciones de soluciones
Introducción
La intensidad del color de una solución depende de la concentración de los solutos disueltos, por lo que se puede determinar la concentración desconocida de una solución comparando la intensidad de su color con una serie de soluciones de concentración conocida. La ley de Lambert & Beer relaciona a la concentración con la absorbancia o cantidad de luz escrita asi: 

A= abc

Donde 
a = absortividad (constante)
n = longitud del paso de la luz
c = concentración

El espectrofotómetro mide la fracción I/Io
Donde
I = luz transmitida después de pasar por la muestra
Io = luz incidente 

La proporción I/Io = T, conocida como Tramitancia, y ésta se relaciona con la absorbancia (A) mediante la expresión:

A= log I/Io = log 100/T

Las partes básicas del espectrofotómetro son: 
  • Fuente de luz, monocromador (filtra todas las longitudes  de onda excepto la seleccionada)
  • Celda, detector (mide la cantidad de luz transmitida)
  • Medidor (indica la luz transmitida)
Materiales

  1. Espectrofotómetro
  2. Celdas
  3. Gradillas
  4. Solución 0.0003 M de KMnO4
  5. Papel Kleenex

lunes, 2 de julio de 2012

Capacidad calorífica de un Calorímetro y Calor específico de un metal

Introducción

 La Capacidad Calorífica es la cantidad de energía necesaria para aumentar 1K la temperatura de una sustancia.
    La Capacidad Calorífica (C) de una sustancia es una magnitud que indica la mayor o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Puede interpretarse como un efecto de Inercia Térmica.

    Está dada por la ecuación:

C = Q/T
[J/K]


  Donde:
•     C es la capacidad calorífica
•     Q es el calor
•     T la variación de temperatura.


Se mide en joules por kelvin (unidades del SI).

    La capacidad calorífica (C) va variando según la sustancia.Su relación con el calor específico es:


C = Ce · m


 De aquí es fácil inferir que aumentando la masa de una sustancia, aumentamos su capacidad calorífica, y con ello aumenta la dificultad de la sustancia para variar su temperatura. Un ejemplo de esto se puede apreciar en las ciudades costeras donde el mar actúa como un gran termostato regulando las variaciones de temperatura.
    El calor específico o capacidad calorífica específica, c, de una sustancia es la cantidad de calor necesaria para aumentar su temperatura en una unidad por unidad de masa, sin cambio de estado:

Ce = Qmetal / (mmetal)( ΔTmetal)



    En donde C es el calor específico, Q es la cantidad de calor, m la masa y ΔT la diferencia entre las temperaturas inicial y final.
   Su unidad en el sistema SI es el julio por kilogramo y kelvin, cuya notación es J/(kg•K). También se usa bastante las unidad del sistema técnico, la kilocaloría por kilogramo y grado Celsius y su notación es: kcal/kgºC.
  La Termoquímica se refiere a los cambios de energía que se manifiestan en forma de calor de reacción o cambio de entalpía (ΔH), ésta última definida como contenido de calor de una sustancia. Las mediciones de calor a presión constante (Qp) se realizan llevando a cabo la reacción en un calorímetro en donde el calor de reacción se mide multiplicando el cambio de temperatura de la solución (ΔT) por el peso de la solución (g) y por su calor específico (Ce). El calorímetro ideal debe ser un buen aislante de manera que no haya pérdidas de calor hacia los alrededores. Al utilizar un vaso de poliestireno o calorímetro tipo "taza de café" es posible asumir que el calor que absorbe el calorímetro es despreciable. Sin embargo cuando las mediciones se llevan a cabo en un calorímetro de bomba, es decir a volumen constante (Qv), existe un intercambio de calor con el calorímetro que debe ser tomado en cuenta ya que es de metal .En el caso de la bomba del calorímetro, se hace difícil medir el peso y aún más difícil medir su calor específico ya que esto involucraría medir el calor específico de todas las partes de la aleación que la compone, por lo que el término m x Ce se convierte en C o capacidad calorífica del calorímetro.
      El calor específico de una sustancia se define como la cantidad de calor que se necesita para subir la temperatura de 1 g de sustancia en 1°C. El calor específico de un metal se mide colocando un trozo de metal caliente de peso y temperatura conocidos, en agua también de peso y temperatura conocidos que se encuentre en un calorímetro tipo "taza de café ". El calor que cede el metal al agua debe ser igual en magnitud pero de signo contrario al calo absorbido por esta.



Desarrollo 

Objetivos

·         Medir la cantidad de calor que absorbe un calorímetro de espuma de poliestireno, para determinar su capacidad calorífica (C).
·         Una vez conocido este dato, determinar el calor específico de un metal.

Materiales



·         Vaso de espuma de poliestireno
·         Termómetro
·         Plato caliente
·         Probeta de 50 cm3
·         Vaso químico de 250 cm3
·         Balanza
·      Metal

Procedimiento


a. Calor específico de un metal 



1.      Agregamos 50 mililitros de agua a un calorímetro que en este caso será tipo “Taza de Café” en donde vamos asumiendo que la densidad del agua (1g/mL) y debemos registrar su temperatura inicial.
2.      Anotamos el peso en gramos del metal que se nos asigno y lo introducimos en un tubo de ensayo limpio y seco (m Metal).
3.      Este metal ya lo estaban calentando puesto que no tuvimos que calentarlo, solo nos toco introducir el metal en nuestro calorímetro, lo tapamos y agitamos suavemente hasta alcanzar su máxima temperatura.
4.      Recordamos que Ti de metal = 100°C (temperatura de ebullición del agua)

DATOS:


Masa metal: 57.1g
Agua: 50g
ΔT Metal: -67 °C
Ti Metal: 100°C
Ti Agua: 24°C
T Mezcla: 33°C



  • ΔTmetal  = 33°C – 100 °C

          ΔTmetal  = - 67 °C


    • T final Mezcla: 33°C

  • ΔTagua  = 33° - 24°C
  • ΔTagua  = 9°C



Luego con esto datos calculamos Q.Emetal indirectamente atravez del calor que absorbe el agua, asumiendo que (QCalorimetro = 0) en la cual utilizamos los datos anteriores y la siguiente formula despejando desde QMetal = - (CeMetal *Mmetal * ΔMetal); para luego tener nuestra formula CEmetal:

C.EMetal = -( C.Eagua * mAgua * ΔTAgua / mMetal * ΔTMetal)

C.EMetal= - (4.184 J/ g °C * 50 g *¨9°C / 57.1 g * -67°C )

C.EMetal= 0.49 J

Conclusión

Calorimetro:  instrumento que sirve para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos.


Ana Lucia: En este experimento de laboratorio podemos concluir cuales son las funciones de un calorímetro y los cambios que sufre la materia al exponerse a diferentes temperaturas. 
También aprendimos a hacer un calorímetro para así medir la temperatura diferente a la de la temperatura ambiente.  Es decir, sirve para determinar el calor específico de un cuerpo, así como para medir las cantidades de calor que liberan o absorben los cuerpos

Brianda: Concluimos con la importancia de conocer la diferencia entre calor y temperatura ya que son dos términos que generalmente las personas tienen a confundir ya que calor es es el proceso de transferencia de energía entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas y la temperatura por otro lado es una magnitud referida a las nociones comunes de caliente, tibio, frío que puede ser medida, especificamente, con un termómetro





Hecho por: Ana Lucia Troetsch 4-772-127 y Brianda Mosca 8-872-576




domingo, 1 de julio de 2012

Comprobación de Ley de Hess

Ley de Hess:


En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en1840 establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una seriede productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de sila reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas», esto es que los cambiosde entalpía son aditivos: ΔHneta ΣΔHr.


Objetivos:



Comprobar la ley de Hess, mediante los datos obtenidos a partir de lamedición de calor de disolución del NaOH sólido (Q1), del calor desneutralización de la reacción entre soluciones de HCl y el NaOH (Q2) y el calor de neutralización entre una solución de HCl y NaOH sólido (Q3).


Materiales:

  • Vaso de espuma de poliestireno
  • Termómetro
  • NaOH sólido
  • NaOH 0.5 M
  • HCl 0.5 M
  • HCl 0.25 M

Procedimiento:

  1. Medimos y agregamos 55mL de H2SO4 a 0.5M. Agregamos 55mL de H2O a la misma.
  2. Luego pesamos NaOH con un instrumento llamado "vidrio reloj" sobre una balanza hasta pesar 2g de NaOH
  3. Se le agregó los 2g de NaOH a la solución de ácido sulfúrico(ac) y se tapó. 
  4. Por último empezamos a medir la temperatura
Datos Obtenidos: 

  • Temperatura Inicial (H2O): 24°C
  • Temperatura Final (H2O): 32°C

Moles:

Mol 1 y 3: 2g NaOH x   1 mol de NaOH   = 0.05 mol de NaOH
                                         40g de NaOH

Mol 2: 112mL x    0.5 mol de Soluto   = 0.056 mol de NaOH
                                 1000mL soln.


Resultados masa del solvente y▲T correspondiente a la soluciones:

Masa del solvente                                         ▲T de Solución         
102.2g de agua                                            (29ºC-24ºC) = 5°C
100g de agua                                               (27ºC-24ºC) = 3°C
112 g de agua                                              (32ºC-24ºC) = 8°C


Luego buscamos las Q correspondientes para cada una:

Q1 = (C.E)(▲T)(mAgua) = (4.184 J/gºC)(5ºC)(102.2g)
Q1 = 2138.024 J

Q2 = (C.E)(T)(mAgua) = (4.184 J/gºC)(3ºC)(100g)
Q2 = 1255.2 J

Q3 = (C.E)(▲T)(mAgua) = (4.184 J/gºC)(8ºC)(112g)
Q3 = 3748.86 J

QT = (Q1 + Q2 + Q3) = 2138.024J+1255.2J+3748.86J
QT = 7,142.08 J


Fórmula ▲H (cambio de entalpía) = ▲H= -Q=(C.E)(▲T)(mAgua)


▲H1 = -2138.024 J x  1 kJ          x              1                    = -42.76 kJ/mol 
                                     1000kJ          0.05 mol NaOH


▲H2 = -1255.2 J x  1 kJ          x                 1                 = -22.41 kJ/mol
                                   1000kJ          0.056 mol NaOH


▲H3 = -3748.86 J  x   1 kJ          x              1                  = -74.97 kJ/mol
                                    1000kJ          0.05 mol NaOH


Luego buscamos el ▲Hreacción que es = ▲H1 + ▲H2 + ▲H3

▲Hreacción = ▲H1 + ▲H2 + ▲H3 
                      = -42.76 kJ/mol -22.41 kJ/mol - 74.97 kJ/mol
                     = -140.14 kJ/mol

Luego buscamos el ▲Hexperimental


▲H3=▲H1+▲H2

▲H3= 
-42.76 kJ/mol-22.41 kJ/mol
▲H3= 
-
65.17 kJ/mol






Por último sacamos el porcentaje de error con los datos obtenidos anteriormente: 

% Error = -65.17 kJ/mol + 74.97 kJ/mol  x 100 = 15.03%
                       -65.17kJ/mol




Cuestionario

  1. ¿Por qué hay que pesar lo más rápidamente posible el hidróxido de sodio si luego tenemos que agregarlo en el agua para llevar acabo la disolución?
  • Por que el hidróxido de sodio es una sustancia que al estar en contacto con el aire (CO2), absorbe humedad por lo que es necesario hacerlo rápido para que esto no ocurra

     2. ¿A qué se debe que la entalpía de la reacción 3 salga mucho más alta que la reacción 2?
  • La de la reacción 3 sale más alta que la de la reacción 2 porque los moles de la reacción 3 son más que los moles de la reacción 2. 


     3. Teniendo en cuenta que los valores reales de las entalpías de reacción estudiadas son: 
          Reacción1:–41.840J/mol
          Reacción2:–62.760J/mol
          Reacción3:–104.600J/mol
         Calcule el error real que se ha cometido.
  • Reacción1:–41.840J/mol
           %error = (-41.840 J/mol +42.76 J/mol )  x100 = 2.19%
                                            -41.840 J/mol
  • Reacción2:–62.760J/mol
          %error = (-62.760 J/mol +22.41 J/mol ) x100 = 64.3%
                                             -62.760 J/mol
  • Reacción3:–104.600J/mol
          %error =  (-104.600 J/mol +74.97 J/mol ) x100 = 28.3%
                                          -104.600 J/mol

      4. Analiza las posibles causas de la existencia de este error.
  • En todo procedimiento existen errores, ya sea error de cálculo o errores debido a las mismas sustancias, no se puede saber con exactitud cual fue la razón de estos errores. Puede ser que el NaOH estuvo más tiempo de lo debido en contacto con el aire. 


CONCLUSION

Ana Lucía: Pudimos ver la importancia de colocar el NaOH en la solución y no permitir que estuviera en contacto con el CO2 más de lo necesario
Brianda: El agua sube de temperatura rápido ya que al colocarle el metal que estaba caliente al agua de temperatura ambiente, vimos como el H2O subió su temp.




Hecho por: Ana Lucia Troetsch 4-772-127  y  Brianda Mosca 8-872-576