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PRACTICA Nº 1
LEY DE BOYLE - MARIOTTE
1. OBJETIVO
El objetivo es comprobar la validez de la ley de Boyle - Mariotte utilizando valores
experimentales de volúmenes y presiones del gas aire en condiciones isotérmicas
2. FUNDAMENTO TEÓRICO
La ley de Boyle – Mariotte se expresa en los siguientes términos “a temperatura constante el
volumen de una masa definida de un gas es inversamente proporcional a la presión que
ejerce”. La ecuación matemática de la ley se expresa:
PV= K
(1)
Donde: P = presión ejercida por el gas; V = Volumen; K = constante empírica que involucra de
forma implícita la masa y temperatura del gas
Esta ley tiene carácter universal en el sentido de ser aplicable a cualquier gas independiente de
su composición química.
Si se dispone de un conjunto de datos experimentales de volumen y presiones de un gas, la
constante K de la ecuación de Boyle y Mariotte se obtiene mediante la siguiente ecuación
matemática:
K = ∑ (Pi /Vi) / ∑(1/ Vi2)
3. PARTE EXPERIMENTAL
-El experimento se realiza con un manómetro en U de un extremo cerrado como se observa en
la figura 1
- Primeramente se introduce una cierta cantidad de
mercurio en el manómetro nivelado en ambos
lados, un lado del manómetro debe estar cerrado
donde se encuentra un volumen inicial de gas aire
a la presión inicial. La altura de la columna del gas
se mide y se registra en la tabla 1de valores
experimentales
- Utilizando un pequeño embudo se introduce por el
extremo abierto del manómetro cantidades
definidas de mercurio. Las alturas de columna del
gas y mercurio se miden para cada una de las
pruebas. Se anotan los datos experimentales en la
tabla 1
- La temperatura del ambiente se mide con
termómetro de escala centígrada
PP. atmosférica
Gas aire
hgas
- El diámetro interior del tubo manométrico se mide con un manómetro palmer
h Hg
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4.- TABULACIÓN DE DATOS
Tabla N° 1 Datos experimentales Altura de Gas aire y de mercurio
N°
hgas [cm]
hHg = [cm]
hHg = [mm]
1
2
3
4
5
6
Calculo de Volumen del Gas aire.
𝑉𝑔𝑎𝑠 =
Diámetro del tubo manométrico
𝜋 2
𝑑 ℎ𝑔𝑎𝑠
4
d = 0,5 cm
Cálculo de Presión del gas
Pgas = hHg + Patm
Presión atmosférica Patm = 486 mmHg
Tabla N° 2 Volúmenes y Presiones del gas aire
N°
Vgas [cm3 ]
Vgas [L ]
1
2
3
4
5
6
Pgas
[mmHg]
Cálculo de la constante K a partir de datos de la Tabla N°2
K=
Calcular la Presión con la ecuación:
∑ (Pi /Vi) / ∑ (1/ Vi2)
𝑃𝑔𝑎𝑠 =
Tabla N° 3 Presiones del gas aire calculados
N°
K
Vgas [L ]
1
2
3
4
5
6
K
𝑉𝑔𝑎𝑠
Pgas
[atm]
Graficar Valores de Pgas Versus Valores de Vgas de la Tabla N° 3
Pgas
[atm]
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PRACTICA No 2
DENSIDAD DE LÍQUIDOS Y SÓLIDOS
1. Objetivo: Determinar la densidad de líquidos y sólidos, utilizando técnicas sencillas
y a temperatura constante.
2. Consideraciones Teóricas
La densidad (d) de una sustancia es una propiedad intensiva, es decir, no depende de
su cantidad; es característica de cada sustancia y se define como la relación de la
masa (m) entre el volumen (V):
d=
𝑚
𝑉
(1)
La densidad de los líquidos y sólidos se determina en gramos / mililitros y disminuye
cuando aumente la temperatura.
Se entiende por peso específico (p.e) de una sustancia la relación entre la densidad de
esta sustancia y la densidad de un patrón de referencia que en el caso de los líquidos y
sólidos es el agua.
3. PROCEDIMIENTO
3.1. Materiales y Reactivos
Materiales
Picnómetro
Probeta
Termómetro
Matraz aforado de 100 ml
y 50 ml
Reactivos
Plomo metálico
Estaño Metálico
Alcohol etílico
Acetona
Piceta
Vaso de precipitación
Embudo
Vidrio de reloj
Glicerina
Muestra de sólido (suelo)
Equipo
Balanza
3.2. Densidad de Líquidos
Empleo del picnómetro
El picnómetro es un instrumento que sirve para medir la densidad de líquidos. La
utilización correcta de este material requiere proceder según se indica a continuación:
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a). Calibración. Esta operación es necesaria para conocer el volumen del picnómetro a
la temperatura de trabajo y se realizará solamente una vez.
- Pese el picnómetro completamente seco y anote el peso.
- Mida la temperatura del agua y anótela también.
- Llene el picnómetro con agua destilada hasta rebosar y posteriormente coloque el
tapón.
- Seque la superficie
- Vuelva a pesar y calcule por diferencia la masa de agua contenida en el picnómetro.
- Calcule la densidad del agua a la temperatura de trabajo mediante la expresión (2).
(30,0658 – 7,48. 10−3 · 𝑇)
𝑑𝑎𝑔𝑢𝑎 =
(2)
30
T = Temperatura en grados centígrados
dAgua, es la densidad del agua expresada en g / cm3
Con los datos de masa y densidad, calcule el volumen del picnómetro y anótelo
Tabla N° 1 Calibración de Picnómetro
N° T (°C) dagua (g/cm3)
mpic (g)
mpic+agua (g)
magua (g)
Vpic (cm3)
b) DENSIDAD DE LIQUIDOS
Una vez conocido el volumen del picnómetro ya se puede proceder a la medida de
densidades.
· Llene el picnómetro a rebosar con el líquido cuya densidad desea conocer y coloque
el tapón.
· Seque la superficie
· Pese y calcule por diferencia la masa de líquido contenido en el picnómetro.
· Finalmente calcule la densidad dividiendo la masa de líquido entre el volumen del
picnómetro ecuación (1).
Tabla N° 2 Densidad de Líquidos
N°
Líquido
Vpic (cm3)
mpic (g)
c) DENSIDAD DE SOLIDOS
mpic+liq (g)
mlig (g)
dagua (g/cm3)
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Pesar un matraz aforado vacío y seco de 50 cm 3 (m1)
Agregar la sustancia sólida y volver a pesar (m2)
Aforar el matraz con agua destilada y pesar (m3)
Por diferencia de pesos calcular la masa del agua (m4)
m4 = m3 – m2
Utilizando la densidad del agua calculado en el punto anterior determinar el volumen de
agua agregado.
-
VH2O =
m4/ dAgua
VSUST SÓLIDA = VT -
VH2O
Calcular la densidad de la sustancia sólida.
dsust. sólida = (m2 - m1) / VSUST SÓLIDA
Tabla N° 3 Densidad de Sólidos
N°
Sólido
m1 (g)
m2 (g)
m3 (g)
m4 (g)
dagua
VH2O
(g/cm3) (cm3)
VS.S
(cm3)
dS.S
(g/cm3)
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PRACTICA No 3
VISCOSIDAD DE UN LÍQUIDO
1. OBJETIVO
Determinar el coeficiente de viscosidad de líquidos utilizando el viscosímetro Hoopler.
2. INTRODUCCIÓN
El coeficiente de viscosidad o simplemente viscosidad (ɳ) de un fluido mide la resistencia que
éste ofrece por fricción ante una fuerza de corte que se aplica. Cuando el fluido fluye más allá
de una superficie, la capa adyacente a dicha superficie casi no se desplaza. En todos los
fluidos reales en los líquidos más evidentemente que en los gases, cuando una capa de fluido
se desliza sobre otra, según se supone en el modelo de flujo laminar, surge entre ambas capas
una fuerza que tiende a retardar en su movimiento a la capa que se mueve con velocidad
mayor y a acelerar a la capa que se mueve con menor velocidad. Esta fuerza se llama fuerza
de rozamiento interno y es una de las causas de que los fluidos presentan una cierta
resistencia al movimiento de los cuerpos que se encuentran inmersos en las mismas
propiedades que se caracteriza mediante el concepto de viscosidad.
3. PROCEDIMIENTO
3.1. Determinación de la constante del Viscosímetro
Se utiliza un viscosímetro de bola descendente (Hoopler), las determinaciones se realizan a
presión y temperatura ambiente
- Primeramente se coloca en un lugar adecuado el viscosímetro y se arma.
- Se determina el volumen y la densidad de la esfera a utilizar con las siguientes fórmulas
e = m/ve
ve = d3
e = densidad de la esfera
ve = volumen de la esfera
d = diámetro
- Se agrega agua destilada en el capilar contenido en la parte central del viscosímetro cuidando
de que no haya filtración
- Se introduce la esfera en el capilar y determina el tiempo que tarda la esfera de la línea
superior a la inferior
- Calcular la constante del viscosímetro K:
K=
N
;
agua
( e -  agua). t
t
= tiempo
N agua = Viscosidad del agua
agua = densidad del agua
3.1 Determinación de Viscosidad de líquidos
- Introducir el líquido del que se quiere determinar la viscosidad en el capilar central del
viscosímetro.
- Determinar el tiempo que tarda la esfera en llegar la esfera de la marca superior a la
inferior.
N Liq
= K (e - liq) . t
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PRACTICA No 4
CAPACIDAD CALORIFICA
Objetivo:
-Determinar la capacidad calorífica de un calorímetro simple, y utilizarla para obtener la
capacidad calorífica de un metal.
Consideraciones Teóricas
Se define la capacidad calorífica molar (C) como la cantidad de calor (q), en calorías, necesaria
para aumentar un grado centígrado la temperatura de un mol de una sustancia. Si la masa
considerada es un gramo, la capacidad calorífica se denomina calor específico. Las unidades
respectivas usuales son: calorías x mol⎺¹ x ºK⎺¹, y calorías x g⎺¹ x ºK. La ecuación general que
define la capacidad calorífica es:
C=
𝑑𝑞
𝑑𝑇
La capacidad calorífica y el calor específico de las sustancias pueden determinarse si el
proceso se efectúa a volumen o a presión constante, designándose Cv y Cp respectivamente;
sus valores varían en función de la temperatura.
En el caso de los gases, el valor de Cp es mucho mayor que Cv (Cp = Cv + R, donde R =1987
cal x mol⎺¹.ºK⎺¹), mientras que en líquidos y sólidos esta diferencia es mucho menor.
Para las medidas experimentales de la capacidad calorífica, es necesario recordar que el calor
ganado (m x Cp x Δt) debe ser exactamente igual al calor perdido (m' x C'p x Δt'); por esta
razón se debe conocer la capacidad calorífica del recipiente donde se efectúa la medida,
puesto que también consume calor.
En 1814, Dulong y Petit descubrieron una relación constante para las capacidades caloríficas
de los elemento metálicos; se enuncia de la siguiente manera: “A temperatura ambiente, el
producto del calor especifico a presión constante (Cp) por el peso atómico (p.a.) de los
elementos en el estado sólido es un valor aproximadamente constante de 6.4 calorías x átomogramo⎺¹ x
ºK ⎺¹”. Esta ecuación tiene un gran uso práctico para determinar el peso atómico aproximado
de los metales.
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Materiales y Reactivos
Materiales
Tubos de Ensayo
Vaso de precipitado
Termómetro
Probeta
Agitador de vidrio
Tapón de corcho
Vaso de poliestireno
Reactivos
Estaño metálico
Plomo metálico
Equipo
Termo de 250 ml
Frasco Deward
Procedimiento
CAPACIDAD CALORIFICA DE UN TERMO
1. Efectué el arreglo experimental de la figura 4.1 a, utilizando un termo de 250 ml de
capacidad, provisto de un tapón de corcho bihoradado para fijar un termómetro de
escala de 0 a 50 ºC, con graduaciones de 0.1 ºC, teniendo el cuidado de que las
graduaciones superiores a 20 ºC se pueden leer, y un agitador de vidrio de acuerdo con
la forma indicada en la misma figura.
2. Destape con cuidado el termo y vierta 150 ml de agua a 25 ºC
aproximadamente; tápelo y agite hasta obtener en el termómetro una lectura
constante de la temperatura (t1). Una vez obtenida la temperatura constante,
determiné el peso en gramos del agua en el calorímetro, usando la densidad
(dT1) del agua. Peso del agua en el calorímetro:
P1 = (150 x dT1) =------------- g.
Lectura de la temperatura del agua:
T1 = (t1 + 273.15) = -------------------ºK.
3. En un vaso de polistireno vierta agua a 40 ºC aproximadamente, e introdúzcale
una probeta que contenga 50 ml de agua a la misma temperatura (véase fig.
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4.1b).Coloque un termómetro dentro de la probeta y agite con el termómetro
hasta obtener una temperatura constante t2; saque el termómetro, lea el
volumen del agua, V2, y agrégala lo más rápidamente posible al termo, agite y
anote la temperatura más alta obtenida en el termo, t 3. Corrija el peso del agua
agregada, usando los datos de la tabla 3.2.
Peso del agua agregada al calorímetro:
P2 = (V2 x dT2) = ------------g.
Lectura de la temperatura del agua agregada:
T2 = (t2 + 273.15) = ---------ºK.
Lectura de la temperatura máxima de la mezcla
T3 = (t3 + 273.15) = ---------ºK.
4. Para calcular la capacidad calorífica Cp del calorímetro (termo), aplique la ecuación
siguiente, considerando que el calor especifico del agua (Cea) es igual a 1 cal x g⎺¹ x
ºK⎺¹.
Cea P2 (T2 – T3) = (Cp + Cea P1) (T3 – T1).
CAPACIDAD CALORIFICA DEL ESTAÑO
1. Tome un tubo de ensayo grande, seco y limpio, péselo (P1), introduzca
aproximadamente 10 g de granalla de estaño (de malla 40) y vuelva a pesarlo (P2).
Peso del estaño: P3 = P2 – P1 = ----------g.
2. Coloque durante 10 minutos el tubo de ensayo tapado con un tapón de corcho en un
vaso de 400 ml que contenga agua hirviendo.
Anote exactamente la temperatura t4 del agua en ebullición.
Temperatura del estaño en el baño María:
T4 = (t4 + 273.15) = ------------ºK.
3. Efectué los pasos 1 y 2 de la determinación de la capacidad calorífica del termo,
teniendo el cuidado de eliminar previamente el agua del experimento anterior y de secar
bien el termo.
Peso del agua en calorímetro:
P1 = (150 ml x dT1) = ----------ºK.
Lectura de la temperatura del agua del calorímetro:
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T1 = (t1 + 273.15) = -----------ºK.
4. Levante el tapón del calorímetro y vierta, lo más rápidamente posible, el estaño metálico
del tubo de ensayo, teniendo cuidado de que no entre ninguna cantidad adicional de
agua. Tape el calorímetro, agite y anote la temperatura máxima leída en el termómetro
(t5).
Temperatura de la mezcla estaño-agua en el calorímetro:
T5 = (t5 + 273.15) = ---------ºK.
5. Calcule el calor especifico del estaño (CpM), conociendo la capacidad calorífica (C) del
termo y los datos experimentales obtenidos; considere el calor especifico del agua a 1
cal x g⎺¹ x ºK⎺¹.
P3 x CpM (T4 – T5) = - ( C +Cpa P1) (T5 – T1)
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PRACTICA No 5
CALOR DE REACCIÓN
(Neutralización)
Objetivo:
-Medir el calor de la reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio en
solución acuosa.
Consideraciones Teóricas
Se denomina calor de reacción la cantidad de calor desprendido (en las reacciones
exotérmicas) o absorbido (en reacciones endotérmicas) durante las reacciones
químicas. En general, los cambios caloríficos dependen de la naturaleza química de las
sustancias que participan en la reacción, tanto de los reactivos como de los productos;
los otros factores que los afectan son la concentración, la temperatura y la presión.
Los aparatos que se utilizan para determinar el calor de reacción se denominan
calorímetros. El calor de una reacción se mide como su cambio de entalpia (ΔH), ya
que se efectúa de preferencia a presión constante y su valor es igual a la diferencia de
la suma de las entalpias de los productos (Ʃ Hp) menos la suma de las entalpias de los
reactivos (Ʃ Hr).
ΔH = Ʃ Hp - Ʃ Hr
Por convención, la entalpia molar de los elementos es igual a cero en las condiciones
estándar de presión (1 atm) y de temperatura (25ºC).
El cambio de entalpia de n moles de una sustancia puede medirse a volumen constante
(ΔU) y a presión constante (ΔH):
ΔH = qp = n Cp ΔT.
ΔU = qv = n Cv ΔT.
En general, de acuerdo con la ley de Hess, los cambios de entalpia no dependen del
camino seguido por la reacción, sino del estado final y del estado inicial.
La variación de calor o cambio de entalpia (ΔH) de una reacción química recibe
denominaciones diferentes, según la naturaleza de la reacción: calor de neutralización,
calor de ionización calor de combustión, calor de formación, calor de hidratación, calor
de precipitación, etc.
El valor del calor de reacción es importante para determinar la constante del equilibrio
químico, el poder calorífico de los combustibles, la energía de los enlaces químicos, la
espontaneidad de las reacciones, etc.
Materiales y Reactivos
Materiales
Soporte con pinzas
Vaso de precipitado
Termómetros
Probeta
Agitador de vidrio
Tapón de corcho
Reactivos
Ácido clorhídrico 0.5 M (HCl)
Hidróxido de sodio 0.5 M
(NaOH)
Equipo
Termo de 250 ml
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Procedimientos
CAPACIDAD CALORIFICA DE UN TERMO
Determinar la capacidad calorífica del Termo.
CALOR DE NEUTRALIZACION DEL ACIDO CLORHIDRICO CON EL HIDROXIDO
DE SODIO
1. Vierta en el termo (calorímetro) 100 ml de solución de ácido Clorhídrico 0.5 M y
agite hasta obtener una temperatura T1 estable en el termómetro.
2. En una probeta mida 100 ml de la solución 0.5 M de hidróxido de sodio (libre de
carbonatos), y póngala en un vaso de precipitado de 400 ml que contenga 200 ml
de agua. Introduzca un termómetro en la probeta y agite; si la temperatura es mayor
que la del calorímetro, agregue agua fría al vaso de precipitado hasta obtener la
misma temperatura t1 que en el calorímetro; si la temperatura es menor, agregue
agua tibia hasta obtener la misma temperatura que la del calorímetro.
Temperatura de la solución de HCl 0.5 M.
T1 = (t1 + 273.15) = --------------ºK
3. Una vez iguales las temperaturas del termo y de la probeta, destape el termo y
agréguele, lo más rápidamente posible, el total de la solución de NaOH 0.5 M,
teniendo el cuidado de no introducir ninguna cantidad adicional de agua; tape el
termo y agítelo.
4. Anote la temperatura del calorímetro cada diez segundos, hasta obtener la lectura
máxima.
Temperatura máxima de la reacción:
T2 = (t2 + 273.15) = -----------ºK
Para los cálculos, considere que el calor especifico (Ce) de la solución es igual a 0.997
cal x g⎺¹ x ºK⎺¹, y que su densidad es igual a 1.030 g x ml⎺¹.
El calor de neutralización se calcula con la siguiente ecuación
HReac = - [ (Cp + (200 * d * Ce)) (T2 – T1)]
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Practica N° 6
CALOR DE COMBUSTIÓN
1. OBJETIVO
Determinar el calor de combustión de una sustancia sólida usando una bomba calorimétrica.
2. INTRODUCCIÓN
Llámese calor de combustión al efecto térmico de la reacción completa de un mol de un
compuesto dado. Puesto que al variar la temperatura y la presión el calor de combustión puede
cambiarse considerablemente entonces para los cálculos termoquímicos es importante
introducir la noción sobre el calor de combustión estándar, referido a la combustión en
condiciones normales de Presión 1 atm (760 mmHg) y temperatura 273 ºC (0 ºC ).
C10H8(s) + 12O2(g) → 10CO2(g) + 4H2O(l)
Hcomb = ?
En general la determinación del calor de combustión se efectúa en un aparato especial,
denominado bomba calorimétrica (Fig 1) que es un calorímetro a volumen constante. En este
caso el calor liberado por la reacción Qv es ΔU.
El cambio de entalpia a partir de datos de
cambio de energía interna ΔU se calcula
mediante la siguiente ecuación
ΔH = ΔU + Δn RT
La importancia práctica de los calores de
combustión consiste en el hecho de que
bomba
tiene
par sedepuede
electrodos
basándose
en un
estos,
determinar
la energía
calórica que liberan las
reacciones.
Un calorímetro a volumen constante consta de una bomba de acero inoxidable para alta
presión dispuesta en una caldera de calorímetro que contiene 2000 ml de agua.
La bomba tiene un par de electrodos en las cuales se fija un corto y delgado alambre de
hierro puro que está en contacto con la muestra, la ignición de este alambre provoca la
combustión de la muestra. Se utiliza una determinada cantidad ya pesada de sustancia a
investigar y se enciende dejando pasar corriente eléctrica para la ignición, se determina la
cantidad de calor que se desprende durante la combustión midiendo la temperatura del agua
antes y después de la combustión.
3. PROCEDIMIENTO.
3.1. Preparación de la Bomba Calorímetro
Pesar 1 gramo aproximadamente de sólido que se va a utilizar
Cortar 10 cm de alambre de ignición
Con la prensa hacer una pastilla usando el sólido pesado anteriormente y el alambre de
ignición, pesar la pastilla y el alambre juntos
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-
Amarrar las puntas del alambre a los electrodos de la bomba, cuidando que no haya falso
contacto
Colocar la tapa de la bomba, apretando la tuerca anular con la mano, introducir el oxígeno
a la bomba abriendo con cuidado la válvula de control hasta alcanzar entre 20 ó 25 atm,
cerrar la válvula de control una vez alcanzada la presión deseada
3.2. Preparación del baño de agua
En la cubeta metálica poner aproximadamente 2L de agua destilada a Temperatura
ambiente
Poner dentro de la cubeta la bomba utilizando las pinzas especiales para ello, observar
que quede en el lugar adecuado
Colocar en la bomba los cables que suministran corriente eléctrica a los electrodos (la
intensidad de corriente que pasa a través del alambre de ignición es de aproximadamente
4 amp, con un voltaje de 18 V, suficiente para encender la pastilla)
Colocar la tapa con el agitador y poner el termómetro de precisión en el orificio de la tapa,
observando que puede leerse los cambios de temperatura del agua
Accionar el motor del agitador
Conectar los electrodos de la bomba a la fuente de poder y la fuente de suministro de
corriente de 125 V
Oprimir el botón de encendido de la unidad de ignición
A partir de este momento tomar la temperatura cada 15 seg. hasta obtener un valor
máximo
Desconectar el agitador y la fuente de corriente
3.3. Determinación de la capacidad calorífica
Inicialmente se determina la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica, para ello se utiliza
ácido benzoico C6H5COOH, de la que se conoce la entalpía de formación ó calor de
combustión.
Cv = Capacidad calorífica a volumen constante
HComb = Entalpia de combustión del ác benzoico = - 6,2388 Kcal/g
T Temperartura ambiente de trabajo
C6H5COOH(s) + 13/2O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(l) HComb =- 6,2388 Kcal/g
ΔHcomb = ΔU + Δn RT
ΔU = ΔHcomb - Δn RT
Como
ΔU = Qv /g Ac.Benzoico.
Qv = - ［CV. (TF – TH2O) + mH2O.CeH2O(TF – TH2O) ］
3.4. Determinación de calor de combustión de la SACAROSA
Una vez que se determinó la capacidad calorífica del calorímetro se determina el calor de
reacción de la sacarosa (C12H22O11)
Cv = Capacidad calorífica a volumen constante
HComb = Entalpia de combustión
Qv = - ［CV. (TF – TH2O) + mH2O.CeH2O(TF – TH2O) ］
ΔHcomb = Qv /molmuestra + Δn RT
Expresar el resultado en Kcal / mol de sacarosa
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Practica Nº 7
VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUIMICAS
Objetivo:
-Demostrar el efecto de la concentración, de la temperatura y de un catalizador en la
velocidad de una reacción iónica.
Consideraciones Teóricas
Las reacciones químicas se producen a velocidades diferentes. El estudio de la
velocidad de las reacciones se conoce como cinética de la reacción, y se determina
midiendo el cambio de la concentración de los reactantes o de los productos en función
del tiempo transcurrido.
Los factores que influyen en la velocidad de una reacción son: la naturaleza química de
las sustancias que intervienen, su concentración, la temperatura, la presión, el pH, los
catalizadores, la agitación.
A diferencia de la termodinámica, donde los cambios de energía dependen solamente
de la naturaleza de los productos y de los reactivos, la velocidad de las reacciones
químicas es determinada por la formación de compuestos intermediarios entre los
reactivos y los productos. El compuesto intermediario de formación más lenta ser el
que definirá la velocidad total de la reacción.
La ecuación general de la velocidad de una reacción se expresa de la manera
siguiente:
v= k C”
Donde (v) representa la velocidad de la reacción expresada en términos del cambio de
𝑑𝑐
, y k es la
𝑑𝑡
constante cinética, cuyas unidades dependen del orden n de la reacción.
Para los órdenes n de reacción igual a cero, uno, dos y tres, se obtienen las siguientes
ecuaciones:
Orden cero:
kt = Co – C;
𝐶𝑜
Primer orden:
kt = 2.303 log
la concentración C de las sustancias en función del tiempo t, es decir:
1
Segundo orden:
kt = 𝐶 −
Tercer orden:
kt =
1
2𝐶²
𝐶
1
𝐶𝑜
−
1
2𝐶𝑜²
Donde Co es la concentración inicial de uno de los reactivos, y C la concentración del
reactivo que no ha reaccionado en el tiempo t.
El conocimiento de la velocidad de las reacciones es importante en la investigación
química para estudiar el desarrollo detallado de dichas reacciones. También es
importante en los procesos tecnológicos para diseñar reactores que permitan hacer
óptima la producción.
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Materiales y Reactivos
Materiales
Tubos de ensayo
Pipeta graduada
Vaso de precipitado
Soporte
6 tapones de corcho
Termómetro
Cronometro
Reactivos
Equipos
Persulfato de potasio 0,1 M
Mechero Bunsen
(K2S2O8)
Yoduro de potasio 1M (KI)
Sulfito de sodio 0.1 M (Na2SO3)
Almidón
Sulfato ferroso hexahidratado
10-4 (FeSO4.6H2O)
Yoduro mercúrico (HgI2)
Procedimientos
EFECTO DE LA CONCENTRACION
1. Tome 6 tubos de ensayo grandes, limpios y secos; numérelos y colóquelos
ordenadamente en una gradilla. En cada tubo vierta las siguientes soluciones,
según el orden indicado en la tabla 8.1 y usando pipetas de 10 ml con
graduación de decimas de mililitros.
TABLA 8.1.
Tubo
numero
KI 1M
1
2
3
4
5
6
5
5
5
5
5
5
Soluciones (ml)
Na2SO3 0.1 M
Almidón
1
2
3
4
5
6
2
2
2
2
2
2
Agua destilada
6
5
4
3
2
1
2. Tape cada uno de los tubos con un tapón de corcho y agítelos.
3. Para medir el tiempo de la reacción, asegúrese de que el cronometro este en
cero. Tome el tubo 1 y agréguele rápidamente 6 ml de una solución de
persulfato de potasio 0.1 M y, al mismo tiempo que añade la solución de
persulfato de potasio, oprima el botón del cronometro. Tape de nuevo el tubo y
agítelo hasta la aparición de un color azul. En el preciso momento de la
aparición del color, oprima de nuevo el botón de cronometro y anote el tiempo de
la reacción en la tabla 8.2.
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4. Repita el mismo procedimiento con los tubos del 2 al 6, agregando la misma
cantidad de persulfato de potasio 0.1 M. Anote los tiempos respectivos en la
tabla 8.2.
TABLA 8.2 Efecto de la concentración en la velocidad de la reacción.
Temperatura = -----------ºC
Tubo
Tiempo de la reacción (segundos)
1
2
3
4
5
6
EFECTO DE LA TEMPERATURA
1. Tome tres tubos de ensayo grandes, limpios y secos, y prepare de nuevo las
soluciones que se usaron en los tubos 4, 5 y 6 de la tabla 8.1.
2. Caliente 300 ml de agua destilada en un vaso de precipitado de 400 ml, y
procure mantener la temperatura aproximadamente a 50ºC. coloque los tres
tubos tapados en el baño María. Coloque en el baño también un tubo de ensayo
grande, tapado, que contenga 20 ml de la solución de persulfato de potasio 0.1
M. Déjelos durante 10 minutos dentro del baño María, procurando evitar
variaciones de temperatura.
3. Sin sacar del baño el tubo 4, agréguele 6 ml de la solución caliente de persulfato
de potasio 0.1 M y mida el tiempo de la reacción como se indico en la sección I.
Anote la lectura del tiempo en la tabla 8.3.
4. Repita el mismo procedimiento con los tubos 5 y 6, y anote los resultados en la
tabla 8.3.
TABLA 8.3. Efecto de la temperatura en la velocidad de la reacción.
Temperatura =----------------ºC
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Tiempo de la reacción (segundos)
Tubo
4
5
6
5. Utilizando un baño de hielo repita los procedimientos anteriores empleando las
soluciones de los tubos 1, 2 y 3, y anote sus resultados en la tabla 8.4.
Temperatura =----------------ºC
Tubo
Tiempo de la reacción (segundos)
1
2
3
EFECTO DEL CATALIZADOR
1. En tres tubos de ensayo grandes limpios y secos prepare las soluciones 1 , 2 y 3
de la tabla 8.1, utilizando igual volumen de la solución de sulfato ferroso 10‾4 M,
en lugar del volumen de agua destilada.
2. Utilizando el procedimiento descrito en la sección I, determine el tiempo de la
reacción a temperatura ambiente en cada tubo y anote sus resultados en la tabla
8.5.
TABLA 8.5. Efecto del catalizador en la velocidad de la reacción.
Tubo
1
2
3
Tiempo de la reacción (segundos)
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Practica Nº 8
PROPIEDADES COLIGATIVAS
Objetivo:
-Determinar experimentalmente algunas de las propiedades coligativas de ciertas
sustancias y conocer la importancia de la concentración de estas, cuando están en
solución.
Consideraciones Teóricas
Propiedades Coligativas Las propiedades de las soluciones que dependen
principalmente de la concentración de partículas disueltas en vez de la naturaleza de
estas partículas, se denominan propiedades coligativas. Debe tenerse en cuenta que
solamente para soluciones de solutos no volátiles, estas son:
. Disminución de la presión de vapor
. Disminución del punto de congelación
. Aumento del punto de ebullición
. Presión osmótica
Punto de Ebullición y de Congelación de las soluciones.- La adición de un soluto
no volátil disminuye la presión de vapor de un líquido, una solución no hervirá al punto
normal de ebullición del disolvente. Es necesario aumentar la temperatura por encima
de este punto para alcanzar una presión de vapor requerida. Por lo tanto la elevación
del punto de ebullición es proporcional a la concentración del soluto en la solución. Este
efecto se ilustra en las curvas de presión de vapor representadas en la figura 1.
Para una solución de dos componentes A y B
Pt = P A + PB
Las presiones parciales de A, PA; esta dada por la ecuación:
PA = XA + PA
donde: XA, es la fracción molar de A
PA; es la presión de vapor de A puro a la temperatura del experimento
Esta relación es conocida como la ley de Raoult, la cual describe lo que se denomina
una solución ideal.
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La presión de vapor de la solución, estará afectado por las fracciones molares parciales
y presiones de vapor de sustancias puras.
El aumento de punto de ebullición Te, de unas solución puede calcularse multiplicando
la constante molar de elevación del punto de ebullición del solvente, Ke, por la
molalidad de la solución m.
Te = Ke m
La expresión representada, es una aproximación de la realidad, ya que una fórmula
más exacta requerirá que la concentración se expresara en fracción molar del soluto y
no en molalidad.
Sin embargo, las moralidades de las soluciones diluidas son proporcionales (con
aproximación suficiente) a las fracciones molares del soluto. Además el uso de las
expresiones para dichos cálculos se justifica si las soluciones son diluidas.
El descenso de punto de congelación Tc de una solución puede calcularse a partir de la
molalidad de la solución y la constante Kc para el disolvente, así:
Tc = Kc m
Los descensos en el punto de congelación dependen de la concentración de la solución
y del disolvente empleado. Cabe recordar que en el punto de congelación la presión del
vapor del sólido y del liquido son iguales, y que el punto de congelación de la solución
es menor que el del disolvente puro. Estas afirmaciones se pueden apreciar en la figura
1.
Presión Osmótica.- Es la presión debida a la osmosis y se representa así:
π=CRT
Donde
π; presión osmótica (atm)
C, concentración molar de la solución, mol/lt
R, constante de los gases ideales, (0.0821 lt – atm/mol - ºK)
T, temperatura de la solución, (ºK)
Materiales y Reactivos
Materiales
Termómetro
Agitador
Pipeta
Vaso de precipitado
Vidrio de reloj
Espátula
Matraz redondo
Trípode
Rejilla
Tubo de ensayo
Tubo de Vidrio
Reactivos
Naftaleno
Azufre
Trocitos
Agua destilada
Cloruro de sodio
Tetracloruro de carbono
Benceno Urea
Cloroformo
Azúcar
Equipos
Mechero Bunsen
Aparato crioscopico de
Beckman
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Procedimiento
PUNTO DE EBULLICION DEL AGUA PURA
1. En un tubo de ensayo grande, colocar 20 ml de agua destilada.
2. Añadir al tubo de ensayo unos trocitos de plato poroso, tapar el tubo con un
tapón de jebe bihorado, en el cual se coloca un termómetro y en el siguiente
orificio un tubo de vidrio de 40 cm. De longitud y 8 mm. De diámetro. Calentar
suavemente el agua destilada hasta que empiece la ebullición y la temperatura
permanezca constante. Anote la temperatura.
DETERMINACION DEL PUNTO DE EBULLICION DE LA SOLUCION X
1. En un tubo de ensayo grande, colocar 20 ml de agua destilada y X gr. De soluto
(azúcar, cloruro de sodio, cloruro de potasio, etc.). La concentración de la
solución que se forma debe ser tal forma que no sea concentrada,
aproximadamente 0.4 molar.
2. Tapar el sistema y calentar lentamente el baño maría, hasta ebullición, cuando la
temperatura sea constante anote.
3. Realizar la misma experiencia, teniendo como solvente puro al tetracloruro de
carbono y como soluto, cualquier compuesto o sustancia X que sea soluble en
dicho solvente.
4. Determine el aumento del punto de ebullición de la solución X.
5. Determine el peso molecular del soluto X.
6. Construya la gráfica correspondiente.
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Práctica Nº 9
ADSORCIÓN
1. OBJETIVO
Obtener los parámetros que caracterizan la isoterma de adsorción del ácido acético sobre
carbón activado, utilizando la ecuación de Freundlich
2. INTRODUCCIÓN
La adsorción es un proceso que tiene lugar por la acción de fuerzas físico-químicas y se basa
en la retención en la superficie de un sólido (carbón activado) de las moléculas que hay en
disolución de un líquido. Las moléculas adsorbidas son el adsorbato y el material retenedor es
el adsorbente.
La adsorción se caracteriza por dos factores:
a) Intensidad de adsorción: que es la fuerza con la cual el adsorbato es retenido por el
adsorbente
b) Capacidad de adsorción: que viene expresado en gramos de sustancia adsorbida por
cada 100 gramos de adsorbente y es la cantidad que puede captarse en determinadas
condiciones de temperatura, concentración y velocidad de paso
Una de las ecuaciones que relaciona la cantidad de sustancia que se une a una superficie con
concentración en fase gaseosa o en solución a temperatura fija, recibe el nombre de isoterma
de adsorción. Los sistemas no ideales en ocasiones pueden adaptarse a una isoterma de
adsorción empírica gracias al fisicoquímico alemán Herbert Max Finlay Freundlich (1880-1941)
según la ecuación, la cantidad de sustancia adsorbida x se relaciona con la concentración cf
mediante la ecuación
x/m = k cf1/n
donde k y n son constantes empíricas
3. PROCEDIMIENTO
- Se preparan soluciones de ácido acético por diluciones sucesivas aproximadas de 0,2; 0,1;
0,05; 0.025 y 0.0125 M (100 ml de cada una), se determina la concentración real de la
solución 0,2 M por titulación con NaOH 0,05 M.
- Se pesaran exactamente cinco muestras de aproximadamente 0,5 gramos de carbón activado
y se colocaran cada una de ellas en un matraz Erlenmeyer de 250 ml
- En cada erlenmeyer se agregan 50 ml de cada una de las soluciones de ácido acético y se
agitarán durante 30 minutos, para luego dejar reposar 30 minutos. Transcurrido este tiempo se
filtrará cada muestra, comenzando por la más diluida. Un volumen conocido del filtrado se
titula con NaOH 0,05 M.
Se construirá una tabla donde conste:
m = masa de carbón activado seco en gramos
ci = concentración inicial del adsorbato en moles / L
cf = concentración final del adsorbato en moles / L
x = ci - cf
x/m = k cf1/n
Luego se lineal izará la isoterma para encontrar los valores de k y n
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Practica Nº 7
ESTADO GASEOSO
Objetivo:
-Interpretar las leyes que gobiernan el comportamiento de los gases ideales.
-Establecer las soluciones de problemas concernientes a sustancias gaseosas,
aplicando las leyes de los gases ideales.
Consideraciones Teóricas
En el estado gaseoso las moléculas se mueven libremente sin restricción alguna, a
diferencia de los otros estados de agregación molecular solido, liquido y plasmático.
La teoría cinética de gas explica el comportamiento y propiedades de gas, y se resume
en los postulados siguientes.



Todos los gases están compuestos de pequeñas partículas independientes
llamadas moléculas.
Las moléculas se mueven constantemente al azar, en todas las direcciones y a
grandes velocidades. Al estar continuamente en movimiento, las moléculas
chocan.
El impacto de las moléculas sobre las paredes del recipiente que los contiene
puede interpretarse como el causante de la presión.
LEY DE CHARLES Y GAY-LUSSAC.- Esta ley presenta dos casos:
1. Variación del volumen de un gas con la temperatura a presión constante que se
llama ley de las isobaras, o sea, el volumen de un gas es directamente
proporcional a su temperatura absoluta.
Vp = (K T) p o (V/T) p = K donde: V = volumen
T = temperatura ambiente
Si hay cambios en las variables se establecen otras condiciones:
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V1 / T 1 = V 2 / T 2 = K
2. Variación de la presión con la temperatura, a volumen constante, que se llama
ley de las Isocoras, en donde, la presión y la temperatura son directamente
proporcionales entre sí.
(P /T) v = K
También
P 1 / T 1 = P2 / T 2 = K
.
Materiales y Reactivos
Materiales
Reactivos
Equipos
Termómetro
Liquido manométrico
Mechero Bunsen
Embudo
Mercurio o aceite
Tubo en forma de U
Bureta
Soporte universal
Regla graduada
Procedimiento
1. Medir el radio interno del tubo de vidrio.
2. Armar un equipo de acuerdo a la figura # 4.
3. Colocar en el tubo U el liquido manométrico (Hg o aceite) haciendo uso de una
bureta, por el extremo abierto: primero inclinarlo y luego enderezarlo, de tal
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manera que tenga el mismo nivel r y s en las os partes y donde el gas A (aire)
está a la presión del ambiente.
4. Fijar un termómetro en la parte externa del tubo cerrado, procurando que el
bulbo del termómetro este a nivel con la parte media de la muestra del gas.
5. Marcar con dos niveles r y s y anotar en el cuadro.
6. Usando una fuente de calor calentar el sistema (puede usarse mechero de
Bunsen), si se usa el mechero mantener a una distancia de 15 a 25 cm.
Haciendo circular alrededor del sistema y tratando del sistema y tratando que el
calentamiento sea uniforme.
CALOR DE COMBUSTIÓN
PRACTICA N° 6
1. OBJETIVO
Determinar el calor de combustión de una sustancia sólida usando una bomba calorimétrica.
2. INTRODUCCIÓN
Llámese calor de combustión al efecto térmico de la reacción completa de un mol de un
compuesto dado. Puesto que al variar la temperatura y la presión el calor de combustión puede
cambiarse considerablemente entonces para los cálculos termoquímicos es importante
introducir la noción sobre el calor de combustión estándar, referido a la combustión en
condiciones normales de Presión 1 atm (760 mmHg) y temperatura 273 ºC (0 ºC ).
C10H8(s) + 12O2(g) → 10CO2(g) + 4H2O(l)
Hcomb = ?
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En general la determinación del calor de combustión se efectúa en un aparato especial,
denominado bomba calorimétrica (Fig 1) que es un calorímetro a volumen constante. En este
caso el calor liberado por la reacción Qv es ΔU.
El cambio de entalpia a partir de datos de
cambio de energía interna ΔU se calcula
mediante la siguiente ecuación
ΔH = ΔU + Δn RT
La importancia práctica de los calores de
combustión consiste en el hecho de que
bomba
tiene
par sedepuede
electrodos
basándose
en un
estos,
determinar
la energía
calórica que liberan las
reacciones.
Un calorímetro a volumen constante consta de una bomba de acero inoxidable para alta
presión dispuesta en una caldera de calorímetro que contiene 2000 ml de agua.
La bomba tiene un par de electrodos en las cuales se fija un corto y delgado alambre de
hierro puro que está en contacto con la muestra, la ignición de este alambre provoca la
combustión de la muestra. Se utiliza una determinada cantidad ya pesada de sustancia a
investigar y se enciende dejando pasar corriente eléctrica para la ignición, se determina la
cantidad de calor que se desprende durante la combustión midiendo la temperatura del agua
antes y después de la combustión.
3. PROCEDIMIENTO.
3.1. Preparación de la Bomba Calorímetro
Pesar 1 gramo aproximadamente de sólido que se va a utilizar
Cortar 10 cm de alambre de ignición
Con la prensa hacer una pastilla usando el sólido pesado anteriormente y el alambre de
ignición, pesar la pastilla y el alambre juntos
Amarrar las puntas del alambre a los electrodos de la bomba, cuidando que no haya falso
contacto
Colocar la tapa de la bomba, apretando la tuerca anular con la mano, introducir el oxígeno
a la bomba abriendo con cuidado la válvula de control hasta alcanzar entre 20 ó 25 atm,
cerrar la válvula de control una vez alcanzada la presión deseada
3.2. Preparación del baño de agua
En la cubeta metálica poner aproximadamente 2L de agua destilada a Temperatura
ambiente
Poner dentro de la cubeta la bomba utilizando las pinzas especiales para ello, observar
que quede en el lugar adecuado
Colocar en la bomba los cables que suministran corriente eléctrica a los electrodos (la
intensidad de corriente que pasa a través del alambre de ignición es de aproximadamente
4 amp, con un voltaje de 18 V, suficiente para encender la pastilla)
Colocar la tapa con el agitador y poner el termómetro de precisión en el orificio de la tapa,
observando que puede leerse los cambios de temperatura del agua
Accionar el motor del agitador
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-
Conectar los electrodos de la bomba a la fuente de poder y la fuente de suministro de
corriente de 125 V
Oprimir el botón de encendido de la unidad de ignición
A partir de este momento tomar la temperatura cada 15 seg. hasta obtener un valor
máximo
Desconectar el agitador y la fuente de corriente
3.3. Determinación de la capacidad calorífica
Inicialmente se determina la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica, para ello se utiliza
ácido benzoico C6H5COOH, de la que se conoce la entalpía de formación ó calor de
combustión.
Cv = Capacidad calorífica a volumen constante
HComb = Entalpia de combustión del ác benzoico = - 6,2388 Kcal/g
T Temperartura ambiente de trabajo
C6H5COOH(s) + 13/2O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(l) HComb =- 6,2388 Kcal/g
ΔHcomb = ΔU + Δn RT
ΔU = ΔHcomb - Δn RT
Como
ΔU = Qv /g Ac.Benzoico.
Qv = - ［CV. (TF – TH2O) + mH2O.CeH2O(TF – TH2O) ］
3.4. Determinación de calor de combustión de la SACAROSA
Una vez que se determinó la capacidad calorífica del calorímetro se determina el calor de
reacción de la sacarosa (C12H22O11)
Cv = Capacidad calorífica a volumen constante
HComb = Entalpia de combustión
Qv = - ［CV. (TF – TH2O) + mH2O.CeH2O(TF – TH2O) ］
ΔHcomb = Qv /molmuestra + Δn RT
Expresar el resultado en Kcal / mol de sacarosa
ADSORCIÓN
PRÁCTICA Nº 7
Lic.: Cristina Fernández
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1. OBJETIVO
Obtener los parámetros que caracterizan la isoterma de adsorción del ácido acético sobre
carbón activado, utilizando la ecuación de Freundlich
2. INTRODUCCIÓN
La adsorción es un proceso que tiene lugar por la acción de fuerzas físico-químicas y se basa
en la retención en la superficie de un sólido (carbón activado) de las moléculas que hay en
disolución de un líquido. Las moléculas adsorbidas son el adsorbato y el material retenedor es
el adsorbente.
La adsorción se caracteriza por dos factores:
c) Intensidad de adsorción: que es la fuerza con la cual el adsorbato es retenido por el
adsorbente
d) Capacidad de adsorción: que viene expresado en gramos de sustancia adsorbida por
cada 100 gramos de adsorbente y es la cantidad que puede captarse en determinadas
condiciones de temperatura, concentración y velocidad de paso
Una de las ecuaciones que relaciona la cantidad de sustancia que se une a una superficie con
concentración en fase gaseosa o en solución a temperatura fija, recibe el nombre de isoterma
de adsorción. Los sistemas no ideales en ocasiones pueden adaptarse a una isoterma de
adsorción empírica gracias al fisicoquímico alemán Herbert Max Finlay Freundlich (1880-1941)
según la ecuación, la cantidad de sustancia adsorbida x se relaciona con la concentración cf
mediante la ecuación
x/m = k cf1/n
donde k y n son constantes empíricas
3. PROCEDIMIENTO
- Se preparan soluciones de ácido acético por diluciones sucesivas aproximadas de 0,2; 0,1;
0,05; 0.025 y 0.0125 M (100 ml de cada una), se determina la concentración real de la
solución 0,2 M por titulación con NaOH 0,05 M.
- Se pesaran exactamente cinco muestras de aproximadamente 0,5 gramos de carbón activado
y se colocaran cada una de ellas en un matraz Erlenmeyer de 250 ml
- En cada erlenmeyer se agregan 50 ml de cada una de las soluciones de ácido acético y se
agitarán durante 30 minutos, para luego dejar reposar 30 minutos. Transcurrido este tiempo se
filtrará cada muestra, comenzando por la más diluida. Un volumen conocido del filtrado se
titula con NaOH 0,05 M.
Se construirá una tabla donde conste:
m = masa de carbón activado seco en gramos
ci = concentración inicial del adsorbato en moles / L
cf = concentración final del adsorbato en moles / L
x = ci - cf
x/m = k cf1/n
Luego se lineal izará la isoterma para encontrar los valores de k y n
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