jueves, 26 de abril de 2012

Volatilización

En esta ocasión se propone realizar un cambio de estado que suele ser dificil de mostrar a los estudiantes: la volatilización.
Para esta practica se requiere un trozo de pastilla desodorante para inodoros y un equipo de calentamiento.
Precauciones: Dado que uno de los componentes mas importantes de este producto es el paradiclorobenceno, la práctica debe realizarse en un ambiente ventilado.
No es espectacular como la sublimación del yodo o la de la naftalina pero es mucho menos irritante que éstas.




viernes, 13 de abril de 2012

Proporcionalidad Directa

Ahora les presento una experiencia muy sencilla para realizarse con materales de bajo costo: una regla, una mamadera y un florero cilindrico transparente.
El objetivo es reconocer como se relacionan proporcionalmente dos variables en una experiencia.

Basicamente las magnitudes a medir son el volumen de un líquido y su altura en un recipiente. Luego de hacer una serie de mediciones, se solicita graficar volumen en función de altura, trazar la recta de mejor ajuste y pensar en una ecuación que relacione las variables. (notas para el profe: 1-como la ecuación de la recta es y = a x + b; en la experiencia "y" seria el volumen, "a", la constante k de la experiencia, "b" la altura del fondo del recipiente de vidrio y "x" es la altura de la columna de agua; por lo que sugiero para simplificar aun mas el trabajo y para que la constante experimental k sea mas constante todavia, reducir la expresión sin el termino "b"; es decir decirle a los chicos que midan solamente la altura del LIQUIDO y no incluyan el fondo del florero. 2- Al comprar el florero, elegir aquellos recipientes que tengan un nivel horizontal parejo en el fondo)
A continuación la guía.

·        Objetivo: Reconocer la proporcionalidad directa entre variables en una experiencia de laboratorio.
·        Materiales: Tubo de vidrio transparente (florero alto de forma cilíndrica), un marcador indeleble, regla, mamadera y botella descartable con agua.
·        Procedimiento: 1- Cargar 50 cc de agua en la mamadera. 2- Volcar el volumen de agua medido en el recipiente de vidrio. 3- Medir la altura que alcanza. 4- Medir de  nuevo 50 cc  de agua y agregarlo nuevamente al recipiente de vidrio. Sumar ambos volúmenes. 5- Repetir  nuevamente los pasos anteriores hasta completar 10 mediciones. 6- Escribir los valores obtenidos en la tabla siguiente 7- Dividir el volumen por la altura en cada caso y anotar los resultados en la última columna.
·        Resultados Obtenidos:

Medición nº
Volumen V (cm3)
Altura H (cm)
Constante de proporcionalidad K = V/H (cm2)
1
 50


2
 100


...



9



10




·        Análisis de resultados
1-      ¿Cómo son los resultados de la última columna? ……………………………….
2-      ¿Se podría obtener un solo valor que represente a los demás?.......... Justificar:
…………………………………………………………………………………..
3-      Representar  V en función de H en un papel milimetrado o cuadriculado
4-   Intentá escribir una formula o modelo matemático que te permita conocer el volumen de agua del tubo si la altura fuera de 10 cm....……………………………………………

·        Predicción:
Hacer una marca a 10 cm de profundidad  en el tubo de vidrio y predecir el volumen que contendría, usando la fórmula o modelo matemático propuesto.
·        Comprobación 1:
Medir el volumen teórico calculado en el paso anterior y volcarlo en el recipiente cilíndrico. ¿Llegó el agua al nivel que predijiste? ……. ¿Te faltó o te sobró agua?.......... ¿Por qué te parece?............................................................................…………………………………………..

·        Predicción 2:
Predecir a qué altura teórica alcanzaría 230 cm3. Marcarlo en el cilindro

·        Comprobación 2:
Cargar 230 cm3 de agua en el cilindro. Medir el nivel experimental de líquido. ¿Tus valores teórico y experimental coincidieron?  …….
·        Conclusiones:
Un modelo matemático sirve para:……………………………………............................
………………………………………………………………………………….………
Una proporcionalidad directa  entre dos magnitudes se establece cuando: ……………
…………………………………………………………………………………………


martes, 10 de abril de 2012

Termoquímica II: Entalpía de neutralización de HAc con NaOH


Despues de años de buscar en internet  y ponerlo a prueba un práctico de termoquimica que no tenga tantas complicaciones y dé buenos resultados, encontre éste de una carrera de la UBA cuyo sitio original es http://materias.fi.uba.ar/6302/TP5.pdf y de alli pueden bajarlo. En el se estudian las entalpias de tres reacciones: una neutralización entre un acido y una base fuerte (Termoquímica I); otra entre un acido debil y una base fuerte (Termoquimica II)  y la tercera es la reacción del HCl en exceso con magnesio (Termoquimica III). Los resultados experimentales dieron diferencias porcentuales menores al 15 %  con respecto a los valores teoricos esperados. Aqui no se tienen en cuenta los calores específicos de las soluciones (dado que se consideran iguales al del agua); ni la absorcion de calor por parte del calorímetro, del agitador y del termometro ( Es decir, no se determina el equivalente en agua del calorimetro cuyo procedimiento es bastante extenso y con valores dispares y muchas veces negativos).

Objetivo: Determinar la variación de entalpía de la neutralización del acido acético con hidróxido de sodio.

Fundamento teórico
Calor de neutralización.
La neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de una solución acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química; es una reacción de neutralización. La neutralización de una solución acuosa de HCl con una solución de NaOH puede ser representada por la siguiente ecuación:
HCl (ac) + NaOH (ac) ⎯→ NaCl (ac) + H2O (l)         (3)
El calor de reacción ΔHº25°C puede calcularse a partir de los respectivos calores de
formación ΔHºf, a saber:
ΔHºf NaOH (ac) -112,236 kcal
ΔHºf HCl (ac) -40,023 kcal
ΔHºf NaCl (ac) -97,302 kcal
ΔHºf H2O (l) 683,17 kcal
Según la ecuación (2), el calor standard de reacción para la ecuación (3) será:
ΔHº 25°C = [ (-97,302) + (-68,317) ] - [ (-112,236) + (-40,023) ] = -13,680 kcal (4)
El símbolo (ac) empleado a continuación de la fórmula del soluto, representa por convención, que la solución acuosa es lo suficientemente diluida como para que una dilución adicional no produzca efectos térmicos; en consecuencia, por ejemplo, el calor de la formación del NaOH (ac), ΔHºf = - 112236 cal, será igual a la suma algebraica del calor de formación de un mol de NaOH en infinitos moles de agua; esto es, el calor de la disolución a dilución infinita.
Los calores de neutralización pueden determinarse por mediciones calorimétricas directas, a partir de mediciones en serie efectuadas sobre soluciones de concentraciones finitas que progresivamente se van diluyendo y extrapolando a dilución infinita. Se indican a continuación, algunos valores de calores de neutralización basados en tal procedimiento:
HCl ( ac) + LiOH (ac) ⎯⎯→ Li Cl (ac) + H2O ΔHº 25°C = -13680 cal      (5)
HNO3 (ac) + KOH (ac) ⎯⎯→ KNO3 (ac) + H2O ΔHº25°C = - 13675 cal         (6)
½ H2SO4 (ac) + KOH (ac) ⎯⎯→ ½ K2SO4 (ac) + H2O ΔHº 25°C = - 13673 cal      (7)
Obsérvese que el calor de neutralización de ácidos fuertes con bases fuertes en solución diluída, es prácticamente constante cuando 1 mol de agua se forma en la reacción. La explicación de este hecho reside en que tanto los ácidos como las bases fuertes y sus sales derivadas están completamente disociadas en sus respectivos iones cuando se hallan en solución acuosa suficientemente diluída. Desde este punto de vista, una solución diluída de HCl consiste solamente en iones H+ y Cl- en solución acuosa; y similarmente, una solución diluída de NaOH consiste en iones Na+ e OH- en solución acuosa. Después de la neutralización, la solución restante contiene solamente iones Na+ y Cl-. La reacción (3) puede ser interpretada como iónica de la siguiente manera:
Na+ (ac) + OH- (ac) + H+ (ac) + Cl- (ac) ⎯⎯→ Na+ (ac) + Cl- (ac) + H2O (l),
o sea cancelando los términos comunes:
OH- (ac) + H+ (ac) ⎯⎯→ H2O (l) ΔH 25°C = -13680 cal     (8)
En la neutralización de soluciones diluídas de ácidos débiles y bases débiles, el calor desprendido es menor que 13680 cal. Por ejemplo, en la neutralización del ácido acético (CH3COOH) con NaOH, el calor desarrollado es de sólo 13300 cal por mol de agua formado. La diferencia de calor no desarrollado (13680-13300 = 0,380 cal), puede ser interpretada como el calor requerido para completar la disociación del ácido acético en iones H+ y CH3COO- a medida que la reacción de neutralización tiene lugar; Por cada ión H+ proveniente del CH3COOH que se neutralice con un ión OH-, más CH3COOH se ionizará en H+ y CH3COO- hasta que la neutralización sea completa; esta ionización del CH3COOH, requiere calor, que se obtiene a expensas del calor que se desarrolla en la unión de los iones H+ y OH-.


CALOR DE NEUTRALIZACIÓN: Acido débil base fuerte.
La experiencia se realiza en un calorímetro (presión constante) y consiste fundamentalmente en medir el aumento de temperatura debido a la reacción de neutralización de una solución diluída de un ácido débil con el volumen estequiométricamente equivalente de una solución diluída de una base fuerte.
Como las concentraciones de las soluciones son conocidas, también se puede calcular el número de moles de agua formados en la reacción de neutralización. A partir del aumento de temperatura observado, se puede calcular el calor desarrollado correspondiente a dichos moles de agua y también el correspondiente a 1 mol de agua.


Reactivos y materiales necesarios
Solución de NaOH 1N.
Balanza (opcional)
Solución de CH3COOH 1N.
Solución alcohólica de fenolftaleína.
Calorímetro
Vaso de precipitados de 150 cm3.
Termómetro de 0-100°C (graduado preferentemente 0,1-0,2°C).
Probeta de 50 o 100 cm3.
Agitador de vidrio.

Procedimiento.
1. Medir 50 cm3 de CH3COOH 1 N (o 1 M) en la probeta y verter en el calorímetro. Determinar su temperatura. La misma debe permanecer constante hasta el momento de agregar la base.
2. Calcular la concentración de iones H+ presentes en la solución medida para agregar la cantidad de base necesaria que neutralice la totalidad de iones H+.
3. Enjuagar la probeta y escurrirla cuidadosamente para medir el volumen de base calculado.
4. Medir la temperatura del álcali con el mismo termómetro previamente enjuagado. La temperatura debe permanecer invariable e igual a la del ácido (puede admitirse una diferencia de 0,1°C como máximo).
5. Colocar el termómetro en el calorímetro y volcar rápidamente la solución básica.
6. Tapar y agitar suavemente.
7. Registrar la temperatura máxima alcanzada.

Al término de la neutralización, verificar el punto final de la solución resultante con el agregado de cinco gotas de solución alcohólica de fenolftaleína. Si la solución permanece incolora, indica un defecto de base; si la solución permanece roja, indica un exceso de base. La experiencia se ha llevado adecuadamente cuando unas pocas gotas de base o ácido son suficientes para cambiar la coloración del indicador en la solución resultante.Parar simplificar los cálculos, considerar que la solución resultante tiene densidad y calor específico iguales a los del agua. (δ: 1 g/cm3 y calor específico: 1 cal/ g °C). Por diferencia de pesadas determinar la masa de la solución . Si no se tiene balanza, considerar que el volumen total de la mezcla es aditivo y calcular la masa usando la densidad.

 
Actividades
  1. Completar:
Volumen CH3COOH 1M
Temperatura del CH3COOH 1 M
Moles de H+ presentes
Moles de OH- necesarios para la
neutralización
Volumen de NaOH 1 M
Temperatura del NaOH 1M
Volumen final de la mezcla
Temperatura final máxima registrada
Variación de temperatura
Calor desarrollado en la reacción
Moles de agua formados
Calor desarrollado por mol de agua formado
Valor teórico de calor desarrollado por mol de agua formadoQp / mol agua= ΔHf = –13300 cal / mol

2- Cómo influyen en el resultado final las siguientes causas de error:
a) Demora mucho tiempo en tapar el calorímetro luego de agregar el hidróxido de sodio.
b) La solución de NaOH se encuentra carbonatada ( interprete como la presencia de impurezas).

3- Deducir todas las expresiones usadas para calcular el número de moles de H+, volumen
de base necesario y calor de neutralización.


http://materias.fi.uba.ar/6302/TP5.pdf

Termoquímica I: Entalpía de neutralización de HCl con NaOH


Despues de años de buscar en internet  y ponerlo a prueba un práctico de termoquimica que no tenga tantas complicaciones y dé buenos resultados, encontre éste de una carrera de la UBA cuyo sitio original es http://materias.fi.uba.ar/6302/TP5.pdf y de alli pueden bajarlo. En el se estudian las entalpias de tres reacciones: una neutralización entre un acido y una base fuerte (Termoquímica I); otra entre un acido debil y una base fuerte (Termoquimica II)  y la tercera es la reacción del HCl en exceso con magnesio (Termoquimica III). Los resultados experimentales dieron diferencias porcentuales menores al 15 %  con respecto a los valores teoricos esperados. Aqui no se tienen en cuenta los calores específicos de las soluciones, (se considera que son como el del agua); ni la absorcion de calor por parte del calorímetro, del agitador y del termometro ( Es decir, no se determina el equivalente en agua del calorimetro cuyo procedimiento es bastante extenso y con valores dispares y muchas veces negativos).

Objetivo: Determinar la variación de entalpia de la neutralización del ácido clorhídrico con hidróxido de sodio.

Fundamento teórico
Calores de reacción
Todas las reacciones químicas están acompañadas ya sea por una absorción o una liberación de energía, que en general se manifiesta como calor. La Termoquímica es la parte de la Termodinámica que estudia los cambios de energía en las reacciones químicas.

El calor de una reacción química es el cambio de entalpía del sistema cuando la reacción ocurre a presión constante. En general, este calor de reacción depende no sólo de la naturaleza química de cada producto y cada reactivo, sino también de sus estados físicos.
El calor estándar de reacción, puede ser considerado como una propiedad característica de la reacción, y a partir de la cual se puede calcular calores de reacción bajo otras condiciones. Se define el calor estándar de reacción como el cambio de entalpía resultante del proceso de la reacción, bajo una presión de 1 atm, comenzando y terminado con todos los materiales a la temperatura de 25°C. Por ejemplo: Se coloca en un calorímetro, a presión constante, 1 mol de átomos de Zn (65,38 g) con 2073 g de una solución acuosa 1,0 m de HCl (es decir 2,0 moles de HCl) a una temperatura inicial de 25°C. Durante el curso de la reacción, el sistema aumentará de temperatura, se desprenderá hidrógeno gaseoso, y se formará una solución acuosa 0,5 m de cloruro de zinc. Cuando la reacción se ha completado, la solución resultante y el gas hidrógeno pueden ser enfriados a 25°C nuevamente. Si no ha tenido lugar evaporación de agua, se determinará que del sistema deben extraerse 34900 cal para restablecer la temperatura de 25°C. La cantidad medida de calor desarrollado representa el calor estándar de reacción para esta reacción en particular, a presión constante (atmosférica) para las concentraciones indicadas.
Cuando se libera calor en una reacción, se dice que la reacción es exotérmica; cuando se absorbe calor es una reacción endotérmica.
Usando la nomenclatura convencional, la reacción del ejemplo citado se simboliza de la siguiente manera
Zn (s) + 2 HCl (m = 1,0) ⎯⎯→ ZnCl2 (m = 0,5) + H2 (g) (1,0 atm)     (1)
donde ΔH= -34900 cal /mol; y es el calor de reacción ( o cambio de entalpía) a 25°C y 1 atm.
Su signo negativo establece, por convención, que la reacción es exotérmica.
Los calores de reacción pueden determinarse por mediciones calorimétricas, en los casos en que éstas pueden realizarse en forma rápida y completa. Algunos calorímetros operan isotérmicamente añadiendo o extrayendo calor del sistema para mantener la temperatura constante.
Otros actúan adiabáticamente, usando un sistema aislante. El tipo más corriente consta de un recipiente aislado, con agua, dentro del cual se produce la reacción. El calor desarrollado o absorbido modifica la temperatura del agua, la cual se mide. La cantidad de calor resulta igual al producto de la capacidad calorífica total del calorímetro por la variación de temperatura, pero para mediciones aproximadas, basta con tener en cuenta sólo la masa del agua y su calor específico que es igual a 1 cal/ g °C, despreciando el calor absorbido por el calorímetro es decir, despreciando su capacidad calorífica.
Los calores de reacción también pueden calcularse a partir de datos de calores de combustión o de formación; en este caso, el calor estándar de reacción (o cambio de entalpía) es igual a la suma algebraica de los calores estándar de formación de los productos menos la suma algebraica de los calores estándar de formación de los reactivos; esto es, multiplicados todos estos calores de formación por los respectivos coeficientes estequiométricos.
ΔHº reacción = Σ ΔHºf (productos) - Σ ΔHºf (reactivos) a 25° C         (2)
El calor molar estándar de formación de un compuesto (ΔHºf) representa el calor de reacción cuando se forma un mol de compuesto a partir de los elementos que lo integran (en forma de sustancias simples), a la presión de 1 atm y siendo la temperatura al comienzo y final de la reacción de 25°C.

Calor de neutralización.
La neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de una solución acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química; es una reacción de neutralización. La neutralización de una solución acuosa de HCl con una solución de NaOH puede ser representada por la siguiente ecuación:
HCl (ac) + NaOH (ac) ⎯→ NaCl (ac) + H2O (l)         (3)
El calor de reacción ΔHº25°C puede calcularse a partir de los respectivos calores de
formación ΔHºf, a saber:
ΔHºf NaOH (ac) -112,236 kcal
ΔHºf HCl (ac) -40,023 kcal
ΔHºf NaCl (ac) -97,302 kcal
ΔHºf H2O (l) 683,17 kcal
Según la ecuación (2), el calor standard de reacción para la ecuación (3) será:
ΔHº 25°C = [ (-97,302) + (-68,317) ] - [ (-112,236) + (-40,023) ] = -13,680 kcal (4)
El símbolo (ac) empleado a continuación de la fórmula del soluto, representa por convención, que la solución acuosa es lo suficientemente diluida como para que una dilución adicional no produzca efectos térmicos; en consecuencia, por ejemplo, el calor de la formación del NaOH (ac), ΔHºf = - 112236 cal, será igual a la suma algebraica del calor de formación de un mol de NaOH en infinitos moles de agua; esto es, el calor de la disolución a dilución infinita.
Los calores de neutralización pueden determinarse por mediciones calorimétricas directas, a partir de mediciones en serie efectuadas sobre soluciones de concentraciones finitas que progresivamente se van diluyendo y extrapolando a dilución infinita. Se indican a continuación, algunos valores de calores de neutralización basados en tal procedimiento:
HCl ( ac) + LiOH (ac) ⎯⎯→ Li Cl (ac) + H2O ΔHº 25°C = -13680 cal      (5)
HNO3 (ac) + KOH (ac) ⎯⎯→ KNO3 (ac) + H2O ΔHº25°C = - 13675 cal         (6)
½ H2SO4 (ac) + KOH (ac) ⎯⎯→ ½ K2SO4 (ac) + H2O ΔHº 25°C = - 13673 cal      (7)
Obsérvese que el calor de neutralización de ácidos fuertes con bases fuertes en solución diluída, es prácticamente constante cuando 1 mol de agua se forma en la reacción. La explicación de este hecho reside en que tanto los ácidos como las bases fuertes y sus sales derivadas están completamente disociadas en sus respectivos iones cuando se hallan en solución acuosa suficientemente diluída. Desde este punto de vista, una solución diluída de HCl consiste solamente en iones H+ y Cl- en solución acuosa; y similarmente, una solución diluída de NaOH consiste en iones Na+ e OH- en solución acuosa. Después de la neutralización, la solución restante contiene solamente iones Na+ y Cl-. La reacción (3) puede ser interpretada como iónica de la siguiente manera:
Na+ (ac) + OH- (ac) + H+ (ac) + Cl- (ac) ⎯⎯→ Na+ (ac) + Cl- (ac) + H2O (l),
o sea cancelando los términos comunes:
OH- (ac) + H+ (ac) ⎯⎯→ H2O (l) ΔH 25°C = -13680 cal     (8)
PARTE EXPERIMENTAL
CALOR DE NEUTRALIZACIÓN: Acido y Base fuertes.
La experiencia se realiza en un calorímetro (presión constante) y consiste fundamentalmente en medir el aumento de temperatura debido a la reacción de neutralización de una solución diluída de un ácido fuerte (o un ácido débil) con el volumen estequiométricamente equivalente de una solución diluída de una base fuerte.
Como las concentraciones de las soluciones son conocidas, también se puede calcular el número de moles de agua formados en la reacción de neutralización. A partir del aumento de temperatura observado, se puede calcular el calor desarrollado correspondiente a dichos moles de agua y también el correspondiente a 1 mol de agua.


Reactivos y materiales necesarios
Solución de HCl 1 N.
Solución de NaOH 1N.
Solución alcohólica de fenolftaleína.
Calorímetro
Balanza (opcional)
Vaso de precipitados de 150 cm3.
Termómetro de 0-100°C (graduado preferentemente 0,1-0,2°C).
Probeta de 50 o 100 cm3.
Agitador de vidrio.


Procedimiento
1. Medir 50 cm3 de HCl 1N (o 1M) en la probeta y verter en el calorímetro. Determinar su temperatura. La misma debe permanecer constante hasta el momento de agregar la base.
2. Calcular la concentración de iones H+ presentes en la solución medida para agregar la cantidad de base necesaria que neutralice la totalidad de iones H+.
3. Enjuagar la probeta y escurrirla cuidadosamente para medir el volumen de base calculado.
4. Medir la temperatura del álcali con el mismo termómetro previamente enjuagado. La temperatura debe permanecer invariable e igual a la del ácido (puede admitirse una diferencia de 0,1°C como máximo).
5. Colocar el termómetro en el calorímetro y volcar rápidamente la solución básica.
6. Tapar y agitar suavemente.
7. Registrar la temperatura máxima alcanzada.
Al término de la neutralización, verificar el punto final de la solución resultante con el
agregado de cinco gotas de solución alcohólica de fenolftaleína. Si la solución permanece incolora, indica un defecto de base; si la solución permanece roja, indica un exceso de base. La experiencia se ha llevado adecuadamente cuando unas pocas gotas de base o ácido son suficientes para cambiar la coloración del indicador en la solución resultante.
Parar simplificar los cálculos, considerar que la solución resultante tiene densidad y calor específico iguales a los del agua. (δ: 1 g/cm3 y calor específico: 1 cal/ g °C). Por  diferencia de pesadas determinar la masa de la solución . Si no se tiene balanza, considerar que el volumen total de la mezcla es aditivo y calcular la masa usando la densidad.

Actividades
  1. Completar:
Volumen HCl 1N
Temperatura del HCl 1 M
Moles de H+ presentes
Moles de OH- necesarios para la neutralización
Volumen de NaOH 1 M
Temperatura del NaOH 1M
Volumen final de la mezcla
Temperatura final máxima registrada
Variación de temperatura
Calor desarrollado en la neutralización
Moles de agua formados
Calor desarrollado por mol de agua formado
Valor teórico del calor desarrollado por mol de agua formado
Qp / mol agua = ΔHf = –13680 cal / mol

  
2- Cómo influyen en el resultado final las siguientes causas de error:
a) Demora mucho tiempo en tapar el calorímetro luego de agregar el hidróxido de sodio.
b) La solución de NaOH se encuentra carbonatada ( interprete como la presencia de impurezas).

3- Deducir todas las expresiones usadas para calcular el número de moles de H+, volumen de base necesario y calor de neutralización.




Masa atómica promedio


En esta ocasión va una actividad para diferenciar el número másico de la masa atómica promedio.
Recordemos que el número masa o másico es la cantidad de partículas del núcleo (p+ + n°) de un átomo; mientras que la masa atomica promedio es justamente eso: el promedio de las masas de los átomos de un mismo elemento. Como un elemento puede tener varios isótopos (atomos del mismo elemento que difieren en su masa atomica por que tienen distinta cantidad de neutrones), para calcular su masa atomica promedio debemos conocer además de los isótopos, su proporcion en la naturaleza.
En esta propuesta se determinara la masa atomica promedio de un elemento "Bolonio" (por la analogía con bolitas o canicas); utilizando bolitas de igual color (para imaginar que son del mismo elemento) pero de distinto tamaño (bolitas y bolonas). Es conveniente usar una balanza que aprecie hasta el gramo; si se usa una mas precisa se notara que las bolitas iguales tienen masas diferentes y aqui suponemos que todas las de un mismo tamaño pesan lo mismo.

Objetivo: Determinación de la masa atómica promedio del elemento imaginario "Bolonio"
Materiales: 1 bolitas grande (bolona), 14 bolitas chicas, balanza.
ISÓTOPOS
Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen igual número de protones pero distinto número de neutrones.
La composición de un núcleo atómico se indica mediante su símbolo nuclear, en el cual el número atómico aparece como un subíndice en la parte inferior izquierda del símbolo del elemento, y el número másico como un supraíndice en la parte superior izquierda. Algunos isótopos tienen nombres específicos. Ejemplo: los nombres y símbolos de los isótopos del hidrógeno son los siguientes: protio, deuterio y tritio.

 Procedimiento: ·        Imaginar que todas las bolitas son isótopos del elemento imaginario bolonio y que en la naturaleza se encuentran en la relación: 1 a 14.. Imaginar además que la balanza es tan sensible que mide masas en unidades atomicas (UMA); no en gramos.·       Calcular el porcentaje de los isótopos en la naturaleza.
       Medir con la balanza la masa de una bolita chica y de una grande.·        Utilizando la fórmula determinar la masa atomica promedio



    ·     Anotar los resultados en la siguiente tabla:
Cantidad de partículas del isótopo pesado (bolonas)Cantidad de partículas del isótopo liviano (bolitas)Masa del isótopo pesado (masa de una bolona) (UMA)Masa del isótopo liviano (masa de una bolita) (UMA)Isótopo pesado %Isótopo liviano %Masa atómica promedio (UMA)
114
·       ¿Cuál será la masa de todas las bolitas juntas? – Calcúlala.
·        Para comprobar el resultado, colocar las 15 bolitas juntas en la balanza y comparar los resultados.

Contestar:
1- ¿Qué factores se tienen en cuenta a la hora de hallar la masa atómica promedio de un elemento? ………….
2- Si las partículas responsables de las reacciones químicas son los electrones: estos isótopos reaccionarían de forma diferente con otros elementos iguales?

viernes, 6 de abril de 2012

Ley de Graham: Efusión y difusión gaseosas. Velocidades Moleculares


Objetivo: Estudiar la efusión y difusión gaseosas y su relación con los movimientos moleculares.
Fundamento teórico
De acuerdo con la Teoría Cinética de los gases, (1) las moléculas de los gases están en rápido movimiento y (2) sus velocidades promedio son proporcionales a la temperatura absoluta. También supone (3) que a la misma temperatura, la energía cinética promedio de las moléculas de gases diferentes es igual. La ley de difusión de Graham se basa en estas tres suposiciones anteriores.

Donde V1, M1 y D1 representan la Velocidad de Difusión, Peso Molecular y Densidad del primer gas, y V2, M2 y D2 representan la Velocidad de Difusión, Peso Molecular y Densidad del segundo gas.
El Amoniaco, NH3, y el Ácido Clorhídrico, HCl, son gases que al ponerse en contacto reaccionan para formar otro compuesto, caracterizado por ser un sólido de color blanco.

La efusión consiste en el paso de las partículas de un gas a través de una pared (como un pequeño orificio) hacia otra región en la que no hay partículas. Ésta puede entenderse considerando la velocidad de las partículas gaseosas en una dimensión. La razón de efusión  d N/(d t) es proporcional a la velocidad promedio de una partícula en esa dimensión  , al área del orificio A y a la densidad de partículas presentes 
  
Como la ley de los gases para 1 mol de gas ideal establece que, , si reodenamos ,


donde simplificando da como resultado

 La difusión es el movimiento de las partículas de un gas a través de otro gas como resultado de diferencias de concentración
Suponiendo que dos gases se encuentran en un sistema separados al principio y que además el movimiento de las partículas es en una dimensión; ¿a qué razón de cambio se aproximan las partículas gaseosas a una superficie plana de área A, perpendicular a la dirección en que éstas se desplazan? Los experimentos demuestran que la razón de flujo de las partículas gaseosas P1 a través de un plano de área a hacia el interior de una región ocupada por partículas de un gas P2 se calcula mediante la expresión
 
Donde dN/dt  es la razón de cambio a la que las partículas gaseosas cruzan el plano; A el área del plano; dc1/dx , el gradiente de concentración de las partículas del gas p1 en la dimensión x y D, una constante de proporcionalidad denominada coeficiente de difusión. Esta expresión recibe el nombre de primera ley de difusión de Fick. El signo negativo implica que las partículas tienden a fluir de las concentraciones altas a las bajas.
La constante D depende de la identidad del gas P1 y de la del gas en el que penetra. Existen entonces dos tipos de difusión; la autodifusión, de coeficiente D; y la difusión mutua de coeficiente D12; donde se deduce que su valor es
;
Donde   corresponde a las masas reducidas (molares) de los dos gases;

r1 y r2 son los radios de P1 y P2, y  es la densidad total de las partículas de los gases. En esta ecuación se observa que el coeficiente de difusión no depende de las fracciones molares de cada gas en el sistema. Para gases los D son del orden de 10-1 cm2/s; mientras que para sólidos a temperaturas normales oscila entre 10-19 y 10-25 cm2/s.
Como las partículas gaseosas tienen una trayectoria libre media dada la cantidad de choques que presentan entre sí y con otras de gases diferentes y que por lo tanto la efusión y la difusión son procesos muy lentos y en realidad el transporte de moléculas gaseosas en condiciones reales es debido principalmente a la convección.
Tanto la difusión como la efusión son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de la masa de la partícula gaseosa (o de la masa reducida del sistema de dos componentes). Esta idea, que se expresa como
Razón de la efusión o difusión del gas
recibe el nombre de ley de Graham.

Esta ley constituye una buena generalización pero se abusa de ella porque la convección en los fluidos puede superar a la efusión y la difusión puras.
En la experiencia compararemos los valores de efusión (masa de los gases individuales) y los de difusión de un gas a través de otro (si tomamos la masa reducida respecto al aire para cada gas ) como son el cloruro de hidrógeno y del amoníaco.
Materiales:
1 vaso de precipitado de 100 ml, 2 tubos de ensayo, 1 tubo de vidrio de 1 m (aprox), 1 soporte universal, 2 tapones de caucho, Algodón, Cinta métrica, 1 calibre, 1 pipeta graduada o un gotero, Solución Concentrada de Amoniaco,(NH4OH), Solución Concentrada de Ácido Clorhídrico, (HCl)
Montaje experimental para la demostración de la Ley de Graham

Procedimiento
  1. Colocar en un soporte universal un tubo de vidrio cuya longitud se ha determinado con anterioridad.
  2. En un extremo del tubo introduzca un algodón impregnado con la Solución concentrada de Amoniaco, teniendo cuidado de no dejar que este químico entre en contacto con sus manos. Pueden usarse guantes de látex para la operación.(ver figura 1). Como una alternativa de seguridad se pueden usar Bulbos de gotero, para dentro de estos, poner un algodón impregnado con la sustancia e introducir el extremo tubo de vidrio dentro de éste, asegurando que el tubo quede sellado herméticamente.
  3. En el otro extremo del tubo coloque otro algodón impregnado con Ácido Clorhídrico, una vez hecho, tome este instante como tiempo Cero y anote el tiempo cuando finaliza la operación, es decir, cuando aparece el anillo de sólido blanco. Tratar de colocar simultáneamente ambos algodones.
  4. Observe cuidadosamente el proceso de difusión anotando el tiempo transcurrido para que los dos gases se pongan en contacto, lo cual se sabe por la aparición de un gas blanco debido a la formación de un compuesto, este tiempo se considera tiempo final.
  5. Mida cuidadosamente la distancia que hay desde el centro del anillo donde aparecen los humos blancos hasta cada uno de los bordes extremos del tubo, tomando las mediciones de la distancia recorrida por cada gas.
  6. Repetir la experiencia con un tubo de diferente
TABULACION DE LOS RESULTADOS.
EXPERIMENTO 1 
EXPERIMENTO 2
HCl
NH3
HCl 
NH3
Longitud de Tubo en cm
Distancia Recorrida en cm 
Tiempo Inicial , seg 
Tiempo final, seg 
Tiempo empleado, seg 
Velocidad de difusión (cm/seg)


Promedio de la distancia recorrida por el HCl :     cm
Promedio de la distancia recorrida por el NH3 :     cm
Promedio del tiempo empleado por el HCl :         seg
Promedio del Tiempo empleado por el NH3 :         seg
Promedio de Velocidad de difusión de HCl:         (cm/seg)
Promedio de Velocidad de difusión de NH3 :     (cm/seg)
Cálculo de la razón de efusión para el amoníaco y el cloruro de hidrógeno, sustituyendo m por M y k por R en J/molK, recuerde que para ello se deben conocer el área transversal del tubo




Amoníaco………………………………………………………………………………………………………………………………………………….




Cloruro de hidrógeno………………………………………………………………………………………………………………………………
Cálculo de la razón de difusión según las masas molares






Cálculo de la masa molar reducida del amoníaco (17g/mol) respecto al aire (masa molar del aire 28,9 g/mol)




Cálculo de la masa molar reducida del cloruro de hidrógeno (36,5 g/mol) respecto al aire




Calculo de la razón de difusión de ambos gases según las masas reducidas molares respecto al aire.






Análisis de las diferencias porcentuales de los valores obtenidos en forma teórica y experimental.






PREGUNTAS.
  1. Escriba la reacción Química que sucede cuando se ponen en contacto los dos gases.
  1. Los resultados experimentales se aproximan a qué modelo teórico? ¿Por qué?
  2. Si la temperatura y la sección del tubo fueran diferentes, ¿Se esperarían resultados diferentes?
  3. Calcular la velocidad cuadrática media de cada uno de los gases y la velocidad promedio.
  4. ¿Considera útil el registro del tiempo en esta experiencia? Justificar.


Fuentes:
  • Ball David. Físicoquimica. Editorial Thomson. 2004
  • Fundación Instituto Tecnológico Comfenalco, FITC - Laboratorio de Química Básica - http://www.angelfire.com/hi/odeon/Laboratorio_7.PDF
  • Glasstone S. Tratado de Físicoquímica. 2da edición. Ed. Aguilar 1953
  • Barrow G. Química Física.. Editorial Reverté.1978.