GUIA DE PRACTICAS DE LABORATORIO DE FISCIOQUIMICA AVANZADA II-2017

UNMSM-FQIQ
DPTO. ACAD. DE FISICOQUÍMICA
UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
(Universidad del Perú, Decana de América)
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA
GUÍA DE PRÁCTICAS DE
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA AII
CODIGO: Q07326
PARA ESTUDIANTES DE QUÍMICA
CIUDAD UNIVERSITARIA
2017-II
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ELABORADO POR REVISADO APROBADO
BERZOY LLERENA, Claudia
FIGUEROA TAUQUINO, Aníbal
GARCIA VILLEGAS, Víctor Raúl
GUZMAN DUXTAN, Aldo Javier
MUÑOZ HUILLCAS, Patricio
ROJAS PEREZ, Nora
TORRES DIAZ, Francisco
NOMBRE : MUÑOZ HUILLCAS, Patricio NOMBRE : SANTIAGO CONTRERAS, Julio.
CARGO :
Director del Departamento
Académico de Fisicoquímica
CARGO :
FIRMA : FIRMA :
Director de la Escuela Académico
Profesional de Química
FECHA : AGOSTO DEL 2017
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Í N D I C E
INTRODUCCIÓN 04
NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO 05
SECUENCIA DE PRÁCTICAS 07
SISTEMA DE EVALUACION 08
PRÁCTICA N° 9.- Equilibrio Líquido - Vapor 09
PAG.
Determinación de los puntos de ebullición del sistema 10
Determinación de la composición de las mezclas 11
PRÁCTICA N° 10.- Diagrama de Fases 14
Determinación del Diagrama de Fases Binario 16
Determinación de las Curvas de Enfriamiento 17
PRÁCTICA N° 11.- Variación de la Solubilidad con la Temperatura 19
PRÁCTICA N° 12.- Medidas de pH y Titulaciones Potenciométricas 23
Medida de pH de muestras 25
Titulación Potenciométrica Ácido-Base 25
PRÁCTICA N° 13.- Conductividad de Soluciones Electrolíticas 27
PRÁCTICA N° 14.- Adsorción 32
Adsorción de ácido acético sobre carbón activado 34
Adsorción química 35
PRÁCTICA N° 15.- Cinética Química 37
PRÁCTICA N° 16.- Estudio de la Velocidad de Descomposición
Catalítica del H2O2
CUESTIONARIOS 45
LISTA DE BIENES FISCALIZADOS 47
BIBLIOGRAFÍA 48
HOJA DE DATOS 49
MODELO CARATULA 50
MANUAL DE ESTILO PARA LA REDACCIÓN DEL INFORME 51
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INTRODUCCIÓN
Los experimentos que se presentan en esta GUÍA DE LABORATORIO, tienen
como finalidad ayudar a los estudiantes a complementar sus conocimientos adquiridos
en las aulas y en los textos, dirigidos a la comprobación de las leyes y principios de la
fisicoquímica.
La descripción y desarrollo implícito para cada práctica de laboratorio comienza
en primer término fijando los objetivos, luego se hace una breve introducción teórica,
seguida por una relación de materiales y reactivos, posteriormente se procede a explicar
el procedimiento o técnica experimental y finalizando, con las indicaciones para realizar
los cálculos empleando los datos experimentales obtenidos que permitirán alcanzar los
objetivos de la práctica.
INSTRUCCIONES GENERALES
a) Al ingresar al laboratorio se debe tener presente que es un lugar de trabajo que
requiere de mucha atención, orden, disciplina y responsabilidad.
b) La puntualidad es parte de la evaluación, pasados 5 minutos del horario de
entrada, la asistencia del estudiante será considerada como tardanza, siendo 15
minutos la tolerancia máxima para la entrada al laboratorio. En caso de
inasistencia debidamente justificada, el estudiante tendrá derecho a recuperar
máximo una práctica del total, previa coordinación con su profesor(a)
c) El material a utilizar en cada práctica se encuentra en las gavetas con su
correspondiente listado, los cuales deben ser revisados cuidadosamente,
comunicando al profesor cualquier irregularidad. Este material debe limpiarse, y
secarse sólo en caso necesario.
d) Para cumplir con los objetivos, es importante conocer el objetivo, los
fundamentos teóricos y el procedimiento de cada práctica antes de ingresar al
laboratorio.
e) Durante el desarrollo de la práctica se debe mantener limpio el área de
trabajo (mesa, lavatorio o vertedero y piso), en caso de derrame de alguna
sustancia limpiar con una esponja humedecida con agua. Reportar las pérdidas o
mal uso de los reactivos fiscalizados (tomar foto en caso de derrames).
f) Al finalizar la práctica se debe entregar los materiales según listado, en caso de
rotura o desperfecto, se debe comunicar al profesor y firmar el cargo respectivo.
g) Antes de abandonar el laboratorio, el estudiante presentará al profesor su HOJA
DE REPORTE con los datos experimentales obtenidos, si es posible en tablas,
para el visto respectivo.
h) El informe deberá ser entregado al inicio de la siguiente clase, solicitando de
inmediato al profesor su firma en la relación de informes recepcionados.
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NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
REGLAS BÁSICAS:
1. Toda sustancia desconocida o mezcla de las mismas se debe asumir como
tóxica.
2. Toda sustancia volátil o que involucre desprendimiento de gases debe
manipularse dentro de una campana extractora.
3. Los reactivos deben permanecer en su sitio original, no sobre las mesas de
trabajo. Estos están clasificados y colocados de acuerdo con el grado de
toxicidad, de corrosividad, de inflamabilidad, y de reactividad.
4. Cualquier trabajo rutinario que no necesite uso de campana extractora deberá
hacerse con ventilación adecuada del área de trabajo, con las ventanas y puertas
abiertas si fuera necesario.
5. Cualquier derrame de sustancia química debe ser limpiado de inmediato,
siguiendo las instrucciones del profesor.
6. No debe abandonar una reacción u operación química, si tuviera que retirarse
brevemente del laboratorio, comunicar este hecho al profesor, para que otra
persona controle el experimento.
7. Cualquier incidente producido durante el desarrollo del trabajo comunicar
inmediatamente al profesor, quién llevará un cuaderno de contingencias.
PROTECCION PERSONAL:
1. Utilizar lentes de seguridad siempre que ingrese al laboratorio.
2. El uso de guardapolvo es obligatorio, éste de preferencia debe ser de algodón
con botones a presión y con mangas largas.
3. Siempre que sea necesario deberá llevar guantes de protección; este debe ser
elegido según la necesidad, asegurándose de la calidad y el buen estado del
mismo.
4. Siempre que sea necesario se debe utilizar una mascarilla de protección, sobre
todo cuando se trabaja con sustancias tóxicas.
5. Trabajar siempre con el cabello recogido, sobre todo si es largo.
6. Es obligatorio el uso de bombillas o pro-pipetas para succionar líquidos.
7. Antes de salir del laboratorio, lavarse escrupulosamente las manos.
PROHIBICIONES:
1. Está prohibido succionar con la boca cualquier sustancia.
2. Está prohibido beber, comer o fumar dentro de los laboratorios.
3. Está prohibido el uso de pulseras ó joyas dentro del laboratorio, por que éstas
pueden ser causa de accidentes, sobre todo si se trabaja cerca de llamas o
máquinas en funcionamiento.
4. Es preferible no utilizar cosméticos cuando se trabaje con sustancias químicas.
5. No utilizar lentes de contacto por que se amplifican riesgos oculares.
6. Nunca manipule una sustancia química no identificada.
7. De preferencia no usar sandalias, ni pantalones cortos dentro de los
laboratorios.
8. Está prohibido que una sola persona realice trabajos en el laboratorio, se
requiere mínimo de dos personas para tal fin.
9. No botar los desechos (productos de reacciones, reactivos sobrantes) en los
lavaderos. Consulte con el profesor el procedimiento a seguir.
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INSTRUCCIONES PARA LOS CÁLCULOS
Los cálculos deben ser ordenados y concisos, teniendo cuidado en el uso de las unidades
tanto en los cálculos intermedios como en los finales.
Los resultados deben expresarse con una exactitud no mayor del dato menos exacto que
interviene en el cálculo, dichos resultados serán tabulados en cuadros, indicando las
unidades respectivas.
En el uso de las cifras significativas se debe tener en cuenta las siguientes reglas:
a) En el abandono de las cifras superfluas, aumentar en 1 la última cifra retenida, si
la cifra abandonada es 5 o mayor. Ejemplo : 2,3417, si solo es necesario cuatro
cifras significativas quedaría 2,342
b) En las sumas y restas mantener sólo tantos decimales como se dan en el número
que tiene menos decimales. Ejemplo: 0,588 + 4,21 + 9,5628 ; se puede operar
como : 0,59 + 4,21 + 9,56
c) En la multiplicación y división retener el número de cifras significativas totales
(enteros y decimales) que produzcan en cada factor un porcentaje de error que
no sea mas grande que el factor con menos cifras significativas, pudiendo
retenerse una más (se aclara que los ceros entre cifras del 1 al 9 son
significativas). Ejemplo: 0,0082 x 34,02 x 5,726; se puede operar como:
0,0082 x 34,0 x 5,73, ya que 0,0082 tiene dos cifras significativas por tanto en
los otros factores se puede retener cuanto más tres cifras significativas.
En los cálculos con logaritmos, retener en la mantisa del logaritmo sólo el número de
cifras que hay como significativas en los factores. La característica no se considera
como cifra significativa por que ésta indica la magnitud.
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SECUENCIA DE PRÁCTICAS
09.- Equilibrio Líquido-Vapor
10.- Diagrama de Fases.
11.- Variación de la Solubilidad
12.- pH y Titulación Potenciométrica.
13.- Conductividad
14.- Adsorción
15.- Cinética Química
16.- Catálisis
SEMANA
FECHAS
GRUPOS
A-B C-D E-F
1ª semana
2ª semana
3ª semana
4ª semana
Del 04 al 08 de Setiembre
Del 11 al 15 de Setiembre
Del 18 al 22 de Setiembre
Del 25al 29 de Setiembre
09
10
11
12
10
11
12
09
11
12
09
10
Práctica Recuperatoria (09-12) y/o
5ª semana Del 02 al 06 de Octubre
exposición de Informes
Del 09 al 13 de Octubre Preparación de prácticas de la 2
6ª semana
a
secuencia
15 de Octubre de 09 a 11 a.m. Examen Parcial de Laboratorio
7ª semana
8ª semana
9ª semana
10ª semana
Del 16 al 20 de Octubre
Del 23 al 27 de Octubre
Del 30 al 03 de Noviembre
Del 06 al 10 de Noviembre
13
14
15
16
14
15
16
13
15
16
13
14
11ª semana Del 13 al 17 de Noviembre Exposiciones de Informes
19 de Noviembre de 09 a 11 a.m. Examen Final de Laboratorio
RELACIÓN DE INFORMES RECEPCIONADOS
PRÁCTICA:
09
10
11
12
FECHA:
………………
………………
………………
………………
FIRMA:
………………
………………
………………
………………
PRÁCTICA:
13
14
15
16
FECHA:
………………
………………
………………
………………
FIRMA:
………………
………………
………………
………………
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SISTEMA DE EVALUACIÓN:
La asistencia es obligatoria.
El 30% de inasistencia inhabilita al alumno.
Se tomarán 02 Exámenes de las prácticas de laboratorio (Promedio EP y EF).
Se evaluarán 08 Informes de laboratorio personales que son OBLIGATORIOS
y CANCELATORIOS, estos deberán serán entregados la siguiente semana de
realizada la práctica respectiva. (PI)
La evaluación oral o escrita es permanente durante las 08 Prácticas de laboratorio.
(POE)
Se evaluara permanente el cuaderno de laboratorio (NC) durante las 08
Prácticas de laboratorio y serán revisados la siguiente semana de realizada la
práctica respectiva con los cálculos completos correspondientes.
La nota final se obtendrá de acuerdo a la siguiente ponderación.
[(EP + EF)/2] + PI + [(POE+NC)/2]
Promedio Final = ----------------------------------------------------------
3
Dónde:
EP = Examen Parcial de Laboratorio
EF = Examen Final de laboratorio
PI = Promedio de Informes
POE = Promedio de Pasos Orales y/o Escritos
NC = Nota de Cuaderno de Laboratorio
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PRÁCTICA Nº 09
EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR
1.0 OBJETIVO
Determinar el diagrama temperatura-composición y el diagrama x-y, para una
mezcla líquida de dos componentes.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1 Definiciones.-
a) Soluciones ideales.- Se denominan soluciones ideales a aquellas
soluciones que se ajustan a la ley de Raoult, en las cuales sus
componentes cumplen con las siguientes características: similitud en
las fuerzas de interacción intermolecular, aditividad de los volúmenes,
etc. La ley de Raoult expresa que la presión de vapor de un
componente a una determinada temperatura T, es proporcional a su
fracción molar en el líquido (xi).
Pi = xi Piº (1)
Donde Pi 0 es la presión de vapor del componente puro.
Se puede aplicar perfectamente a mezclas ideales de líquidos volátiles,
de tal manera que las presiones parciales de los componentes en una
mezcla binaria son:
Pa = xa Paº Pb = xb Pbº
La presión total viene dada por: P = Pa + Pb (2)
b) Soluciones reales.- Son aquellas soluciones que no se ajustan a la Ley
de Raoult, y que presentan desviación positiva o negativa de la ley,
debido a las fuerzas de interacción intermolecular de atracción o
repulsión entre los componentes y como consecuencia de ello no
cumplen con la propiedad de aditividad de sus volúmenes.
c) Mezclas Azeotrópicas.- Son aquellas soluciones reales, cuya
característica es que hierven a una temperatura más alta o más baja
respecto a la temperatura de ebullición de cada uno de sus
componentes, las primeras presentan un mínimo en la gráfica de
presión de vapor versus composición y se producen por una desviación
negativa de la Ley de Raoult, en tanto que las segundas presentan un
máximo, siendo consecuencia de una desviación positiva de la Ley de
Raoult.
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3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- Equipo especial para puntos de ebullición, termómetro de
décimas, mechero de alcohol, refractómetro, tubos con tapones de
corcho, pipetas, perlas de vidrio.
3.2 Reactivos.- 1-propanol Q.P. (A), agua destilada (B), acetona comercial.
4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Determinación de los puntos de ebullición del sistema
a) Arme el equipo especial para puntos de ebullición, que consta de un
balón de 125 mL, un refrigerante de reflujo, un separador para retirar
destilado. El equipo debe estar completamente limpio y seco.
b) Coloque 20 mL de A en el balón y ponga el termómetro de tal
manera que el bulbo quede sumergido hasta la mitad en el líquido.
c) Caliente la muestra hasta obtener una ebullición vigorosa a
temperatura constante. Evite sobrecalentamientos. Lea y anote la
temperatura de ebullición.
d) Enfríe el balón de destilación con un baño de agua fría, y tome con
pipeta una muestra de aproximadamente 1 mL del residuo en un tubo
limpio y seco, tape y marque adecuadamente el tubo, al mismo
tiempo extraiga todo el destilado del separador en otro tubo seco,
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devuelva el exceso de destilado al balón hasta quedarse con
aproximadamente 1 mL, tape y marque.
e) Añada cada incremento de la Tabla Nº 1, según el sistema elegido y
repita los pasos c), y d) para cada incremento.
f) Lave y seque el balón. Coloque 20mL de B y repita los pasos c), d)
y e); esta vez comenzando siempre con 20 mL de B antes de cada
incremento señalado en la Tabla Nº 1.
4.2 Determinación de la composición de las mezclas
a) En tubos con tapón de corcho, prepare 3 mL de las mezclas indicadas
en la tabla Nº 2, y mida las temperaturas de A y B.
b) Mida el índice de refracción de las mezclas preparadas en a).
c) Analice cada muestra de destilado y residuo, midiendo sus índices de
refracción. (Use acetona para limpiar el refractómetro).
5.0 CÁLCULOS
5.1 Determinación de la composición del Destilado y Residuo
a) Calcule el % molar del componente más volátil en cada una de las
mezclas preparadas en 4.2 (Tabla Nº 2)
b) Construya la curva de Índice de Refracción - % molar del componente
más volátil, para las mezclas de la Tabla Nº 2 (Curva patrón)
c) Del gráfico, determine el % molar del componente más volátil de cada
una de las muestras de destilado y residuo.
5.2 Determinación de las Propiedades del Azeótropo
a) Construya el diagrama x-y para el sistema (composición en el vapor vs
composición en el líquido) en función del componente más volátil
b) Construya el diagrama Tº-composición del sistema A-B.
c) Basándose en los diagramas anteriores determine la composición y
temperatura de ebullición de la mezcla azeotrópica. Compare estos
valores con los teóricos.
6.0 SIMULACIÓN
CHEMCAD (http://www.chemstations.com/)
BASE DE DATOS DE AZEÓTROPOS:
http://eweb.chemeng.ed.ac.uk/chem_eng/azeotrope_bank.html
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SISTEMA: 1- PROPANOL (A) – AGUA (B)
TABLA Nº 1: Sistema BA
NÚMERO
DE
MUESTRA
VOLUMEN DEL
INCREMENTO DE B
PARA AÑADIR A 20 mL
de A
TABLA Nº 2: Sistema AB
NÚMERO
DE
MUESTRA
VOLUMEN DEL
INCREMENTO DE A
PARA AÑADIR A 20 mL
de B
01 0,4 07 1,0
02 0,4 08 3,0
03 0,4 09 5,0
04 0,5 10 7,0
05 0,5 11 8,0
06 0,5 12 8,5
_ _ 13 9,0
_ _ 14 9,5
TABLA Nº 3 : CURVA PATRÓN
NÚMERO DE MUESTRA
PATRON
Volumen de A
(mL)
Volumen de B
(mL)
Volumen
Total (mL)
01-P 3,0 0,0 3,0
02-P 2,9 0,1 3,0
03-P 2,8 0,2 3,0
04-P 2,5 0,5 3,0
05-P 2,1 0,9 3,0
06-P 1,7 1,3 3,0
07-P 1,4 1,6 3,0
08-P 1,0 2,0 3,0
09-P 0,5 2,5 3,0
10-P 0,0 3,0 3,0
Índice de
Refracción
Temp.
(ºC)
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A. Zona de muestreo del Residual
B. Termómetro
C. Mezcla Binaria (sistema 01)
D. Zona de muestreo del Destilado
E. Sistema de refrigeración
Fig. 01 Aparato para Equilibrio Liquido-Vapor
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PRÁCTICA Nº 10
DIAGRAMA DE FASES
1.0 OBJETIVO
Determinar experimentalmente el diagrama de fases y la curva de enfriamiento
de una mezcla binaria cuyos componentes no se combinan químicamente, no son
miscibles en estado sólido, pero son solubles al estado líquido.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
La regla de fases propuesta inicialmente por Willard Gibbs en 1876 establece
que:
F + P = C + 2 (1)
Donde F son los grados de libertad de un sistema de C componentes y P fases,
cuando la temperatura y presión son las únicas variables aparte de la
concentración. Para estudiar relaciones de puntos de fusión de un sistema
binario, se considera que la presión es constante y que el sistema es condensado.
Para un sistema de dos componentes de este tipo, la regla de fases se reduce a:
F + P = C + 1 (2)
Por consiguiente cuando coexisten 3 fases, la temperatura ha de ser constante, y
si coexisten 2 fases habrá 1 grado de libertad. El diagrama de fases para un
sistema binario se obtiene graficando la temperatura de solidificación vs. la
fracción molar, utilizando los datos de las curvas de enfriamiento de mezclas de
composiciones diferentes.
La relación entre solubilidad y el punto de congelación de un componente en
una mezcla binaria, está dada por:
d(ln
x)
dT
RT2
(3)
Para el sistema a estudiar, la variación del calor latente de fusión según la
temperatura absoluta T, para los componentes puros, está dada por las siguientes
ecuaciones:
p-C6H4Cl2 : H = -10 250 + 94,07T – 0,1511T 2 cal/mol (4)
C10H8: H = 4265–26,31T+0,1525T 2 –0,000214T 3 cal/mol (5)
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Reemplazando cada una de las ecuaciones (4) y (5) en la ecuación (3) e
integrando se obtienen las ecuaciones (6) y (7), mediante las cuales se calcula la
fracción molar del sistema en cualquier punto.
p-C6H4Cl2:
log
x
B
C10H8:
2239,9
_ _
47,343log T 0,03302 T 115,0924
T
(6)
_ 932,03 _
_
_
log x 13,241 log 0,0332 2,3382 10 5 2
A
T T x T 27,5264 (7)
T
3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- 8 tubos de prueba grandes, un agitador metálico pequeño y
uno grande, un termómetro de -10 a 110°C, vasos de 400 y 600 mL,
rejilla, cocinilla.
3.2 Reactivos.- Naftaleno QP, p-diclorobenceno QP., los que se encuentran
formando un set de 8 muestras preparadas.
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TUBO
N o
C10H8 (A)
COMPOSICIÓN DE MUESTRAS
TABLA N° 1
p-C6H4Cl2 (B) Temp. Crist.
(g)
(g) (ºC ) aproximada
01 0,0 15,0 53-55
02 1,5 12,5 46-48
03 2,5 12,5 42-44
04 6,0 12,5 31-33
05 10,0 10,0 47-49
06 12,5 7,0 57-59
07 15,0 3,0 71-73
08 15,0 0,0 79-81
Temp. Crist.
(ºC ) Experimental
4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Determinación del diagrama de Fases:
a) En el vaso de 600 mL, caliente agua de caño hasta cerca de la
temperatura de ebullición (95-96ºC).
b) Sumerja los tubos numerados de dos en dos, comenzando por los de
mayor temperatura de fusión (ver Tabla Nº1) para fundir las
muestras. Destape ligeramente los tubos, sin retirarles los tapones de
corcho.
c) En el vaso de 400 mL, caliente agua de caño hasta unos 3°C por
encima de la temperatura de cristalización aproximada, más alta de su
set.
d) Cambie el tubo de temperatura de fusión más alto al vaso de 400mL y
coloque dentro del tubo el agitador pequeño y el termómetro. Dentro
del baño coloque el agitador grande y otro termómetro de grado. La
muestra y el baño de agua no deben diferir en más de 2-3°C.
e) Dejar enfriar lentamente la muestra agitándola al igual que el baño
exterior hasta obtener la temperatura de cristalización, la cual
reconocerá por la aparición de un escarchado en el interior del tubo.
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f) Repita los pasos d) y e), con las muestras restantes de su set en orden
decreciente de temperaturas de cristalización.
g) No lave los tubos al terminar la práctica y déjelos con sus tapones
correctamente numerados.
4.2 Determinación de las Curvas de Enfriamiento
a) Seleccione un tubo que contenga un solo componente (1 u 8).
b) Elija una temperatura inicial mayor en 3-5°C a la de solidificación
observada, y tome datos de temperatura cada 10 segundos, diferentes
a los de cristalización.
c) Repita a) y b) en una muestra de dos componentes.
5.0 CÁLCULOS
a) Mediante la composición de cada una de las muestras (Tabla Nº1), calcule la
fracción molar experimental de cada componente en cada mezcla.
b) Con los datos de a) y de 4.1, construya el diagrama de fases. Analícelo.
c) Construya las curvas de enfriamiento del componente puro y de la mezcla
elegida.
d) Del diagrama de fases, determine el punto eutéctico, igualmente determine la
temperatura y composición de dicho punto.
e) Mediante la Ec. (7), calcule la solubilidad del naftaleno (fracción molar teórica
en la mezcla), para el rango de temperaturas observadas, entre el punto de
cristalización del naftaleno y el punto eutéctico.
f) Repita el cálculo anterior para el p-diclorobenceno, en el rango de temperaturas
desde su punto de cristalización hasta el punto eutéctico, mediante la Ec. (6).
g) Calcule el calor latente de fusión de los componentes puros en sus puntos de
fusión observados. Calcule también los valores teóricos correspondientes.
h) Determine el número de grados de libertad en el punto eutéctico usando las
ecuaciones (1) ó (2).
i) Compare los valores teóricos con los experimentales.
6.0 SIMULACIÓN
CHEMCAD (http://www.chemstations.net/)
BASE DE DATOS DE DIAGRAMAS DE FASES: http://www.factsage.com/
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A. Solución Binaria
B. Espacio vacío
C. Agitador
D. Termómetro
E. Tapón bihoradado
F. Tubo de ensayo
G. Vaso de precipitado
H. Baño de agua
Fig. 01 Aparato para curva de enfriamiento
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1.0 OBJETIVO
PRÁCTICA Nº 11
VARIACIÓN DE LA SOLUBILIDAD CON LA TEMPERATURA
Determinar el efecto de la temperatura sobre la solubilidad de un soluto
ligeramente soluble, y calcular el calor diferencial de la solución cuando está
saturada.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
Cuando un soluto muy poco soluble, se agita con agua hasta que se satura la
solución, el equilibrio establecido entre la fase sólida y el soluto en solución está
dado por:
AB(s)
Para este proceso la constante de equilibrio es:
Ks
a
AB(
ac)
a
AB(
s)
AB(ac)
a a*
AB(
ac)
(1)
En la ecuación (1), aAB(s) = 1, por convención.
La constante de equilibrio (Ks) se denomina constante del producto de
solubilidad o simplemente producto de solubilidad. La actividad a * se relaciona
con la molalidad (m s ) del soluto mediante el coeficiente de actividad s, el cual,
a su vez es función de T, P y la composición.
La ecuación (1) deviene en:
K = sms * (2)
La variación de K con la temperatura a P constante viene dada por:
ln
K
T
H
o
P RT2
(3)
Donde H 0 es el cambio estándar de entalpía para el proceso de solución.
La variación de K implica por tanto un cambio en ms * y s.
Tomando logaritmo a la Ec. (2) y derivándola con respecto a T, luego
multiplicando y dividiendo la expresión por ( ln ms), e igualándola con (3) se
obtiene:
∂ln ∂ln m
1
s
∂ln m s T,
P ∂T
o
DS
H
RT2
(4)
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Donde H 0 DS es el calor diferencial de solución cuando está saturada a la T y P
dadas.
Cuando el coeficiente de actividad , para el soluto, cambia ligeramente con la
concentración cercana a la saturación, el término entre corchetes que va a la
izquierda de la Ec. (4) se convierte en la unidad, luego:
d ln m s
dT
o
H
DS
(5)
RT2
e integrando esta expresión, se tiene:
ó
o
H
DS 1
ln m s C
(6)
R T
ms
o
2
H
T T
DS
ln 2 1
(7)
m s R T T
1 2 1
en la cual se considera a ΔH º DS como independiente de la temperatura, lo cual es
válido generalmente para solutos no electrolíticos.
3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- 8 erlenmeyers de 125 mL., 1 erlenmeyer de 250 mL., 1 tubo de
prueba mediano, 1 tubo de diámetro grande (chaqueta), 1 agitador
metálico, 1 termómetro, 1 bureta, pipetas aforadas de 10 mL., pequeños
tubos de jebe, algodón, probeta de 25 mL.
3.2 Reactivos.- Ácido benzoico, agua destilada, solución de NaOH 0,1 N,
indicador fenolftaleína.
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4.0 PROCEDIMIENTO
a) Lave y seque en la estufa todo el material de vidrio.
b) En el erlenmeyer de 250 mL limpio, coloque 0,75 g de ácido benzoico y
adicione 150 mL de agua destilada.
c) Caliente el sistema preparado en b) con agitación constante hasta disolución
completa. Evite sobrecalentamiento.
d) De la solución preparada en c), (solución sobresaturada), mida 25 mL y
coloque en el tubo de prueba.
e) Arme el equipo que se muestra en la Fig. (a) e introduzca en un baño de
temperatura inferior en unos 2-3ºC a la temperatura a la cual va a medir la
solubilidad de la muestra (25ºC).
f) Mantenga la muestra en agitación por espacio de 2 a 3 minutos a la
temperatura a la cual se está trabajando, manteniendo el equipo en el baño
adecuado. Luego saque con la pipeta 2 muestras sucesivas de 10 mL. y
viértalas dentro de erlenmeyers limpios y secos, previamente pesados. Pese
nuevamente.
g) Valore las muestras de los erlenmeyers con la solución de NaOH
previamente valorada con biftalato de potasio, usando fenolftaleína como
indicador.
h) Repita todo el procedimiento desde d), para las temperaturas de 20, 15 y
10ºC.
5.0 CÁLCULOS
a) Con los datos de f) y g) determine el peso de la solución, el número de
equivalentes y el peso de ácido benzoico presente en la solución, para cada
temperatura.
b) Por diferencia halle el peso de agua en la solución y luego determine la
concentración molal (m) del soluto.
c) Con los datos de m y temperatura, construya el gráfico ln m vs. 1/ T y halle
el calor diferencial de solución. Analice sus resultados.
6.0 SIMULACIÓN
Excel
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Fig. 01 Aparato para variación de la solubilidad con la temperatura.
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PRÁCTICA Nº 12
MEDIDAS DE pH Y TITULACIONES POTENCIOMÉTRICAS
1.0 OBJETIVO
Realizar mediciones de pH y titular potenciométricamente soluciones diluidas de
diferentes tipos de ácidos y bases.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1 Definición de pH
El pH está definido como el logaritmo negativo de la concentración de
iones hidronio.
otra forma de definirlo es:
pH = - log [H 3O + ]
pH = - log a +
H 3O
Donde a +
H es la actividad de los iones hidronio. Para medir
3O
potenciométricamente el pH de las soluciones son necesarios 2
electrodos, uno indicador y otro de referencia.
Generalmente, como electrodo indicador se usa el electrodo de vidrio,
que tiene un extremo sensible a la concentración de iones hidronio
presentes en la solución cuyo pH se mide, mientras que el electrodo de
referencia es insensible a la concentración de iones hidronio, cuya
función es la de cerrar el circuito en el sistema. Los electrodos de
referencia más utilizados son el de calomel (constituido por el cloruro
mercurioso) y el de plata-cloruro de plata.
El sistema electrodo de vidrio-electrodo de referencia sumergido en la
solución genera un potencial representado por la ecuación de Nernst:
E = E
°
_
RT
nF
ln
+
aH O = E + 2, 30
3
°
RT
nF
pH
(1)
Actualmente los dos electrodos se encuentran integrados en un solo
electrodo, donde el elemento interno es de plata-cloruro de plata o de
calomel y el elemento externo es de vidrio sensible al pH, y está diseñado
para mediciones de pH en un rango de temperaturas determinado.
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3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales
Medidor de pH con electrodo de combinación, fiolas, buretas, vasos,
erlenmeyers.
3.2 Reactivos
Soluciones reguladoras, ácido acético, hidróxido de amonio, cloruro de
amonio, acetato de sodio, fenolftaleína, rojo de metilo, ácido clorhídrico,
hidróxido de sodio, biftalato de potasio.
4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Estandarización del pH-metro
Para realizar medidas de pH de una solución, es necesario estandarizar el
instrumento, procedimiento que debe realizarse con soluciones reguladoras
ó buffer estándar de pH neutro, ácido y básico.
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Para realizar la estandarización se seguirá el procedimiento indicado en el
equipo ó por el profesor.
Recomendaciones:
a. Al encender el instrumento después de haber conectado el electrodo,
deje que el equipo se estabilice.
b. Lave y seque con cuidado el electrodo de pH antes de sumergirlo en
cada una de las soluciones buffer estándar.
4.2 Medida de pH de muestras
a) Prepare 100 mL de cada una de las siguientes soluciones buffer:
- Ácida: 0,1N en CH3COOH y 0,1 N en CH3COONa.
- Básica: 0,1 N en NH4OH y 0,1 N en NH4Cl.
b) Prepare 250 mL de cada una de las siguientes soluciones:
- NaOH 0,5 N
- CH3COOH 0,1 N
- NH4OH 0,1 N
- HCl 0,5 N
c) Valore la solución de NaOH, usando fenolftaleína como indicador, y
biftalato de potasio como patrón primario. Así mismo valore la
solución de HCl con la solución de NaOH previamente valorada.
d) Mida el pH respectivo de cada una de las soluciones buffer
preparadas en a), habiendo calibrado previamente el equipo con la
solución buffer estándar correspondiente. El bulbo del electrodo debe
estar cubierto con la solución.
e) Lave y seque el electrodo antes de sumergirlo en otra solución, o si
hubiera concluido el experimento, después de secarlo déjelo
sumergido en la solución de almacenamiento (storage).
4.3 Titulación potenciométrica Ácido-Base
a) Mida con pipeta volumétrica 100 mL de la solución de ácido débil y
valórela con la solución de NaOH ≈ 0,5 N. De la misma manera tome
100 mL de la solución de base débil y valórela con la solución de
HCl ≈ 0,5 N usando rojo de metilo como indicador, hasta coloración
naranja. Los volúmenes gastados en estas valoraciones le servirán
como referencia para las valoraciones potenciométricas.
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b) Mida con pipeta volumétrica 100 mL de la solución de CH3COOH
0,1 N en un vaso de 250 mL, coloque una bagueta dentro de la
solución.
c) Lea el pH de la solución, habiendo calibrado previamente el equipo
con la solución buffer estándar correspondiente.
d) Sin desconectar el peachímetro, agregue volúmenes adecuados de la
solución de NaOH desde una bureta, y lea el pH después de cada
adición. Las porciones de solución de NaOH deben ser más pequeñas
conforme se acercan al volumen obtenido en la valoración con el
indicador. Pasado este volumen se puede agregar cantidades cada vez
mayores de NaOH hasta obtener pH constante.
e) Repita b), c), y d) tomando en este caso 100 mL de la solución de
NH4OH y usando solución 0,5 N de HCl como valorante.
5.0 CÁLCULOS
a) Determine las concentraciones exactas de cada una de las soluciones
valoradas.
b) Usando las concentraciones exactas, calcule el pH teórico de las soluciones
de CH3COOH ≈ 0,1 N, NH4OH ≈ 0,1 N, buffer ácida, buffer básica, compare
con el pH medido y calcule el % de error.
c) Con los datos de las valoraciones potenciométricas, calcule pH, V,
Vprom1, pH/V, ( pH/V), Vprom1,Vprom2, 2 pH/V 2 para cada volumen
y cada solución.
V pH pH V Vprom1 pH/V ( pH/V) V prom1 Vprom2 2 pH/V 2
d) Grafique pH vs V, pH/V vs Vprom1 y 2 pH/V 2 vs Vprom2
e) Calcule la constante de ionización de cada electrolito débil, teniendo en
cuenta el volumen de valorante gastado para alcanzar el punto de
equivalencia del gráfico pH/V vs V. Para el ácido débil el pK será el
valor del pH correspondiente a la mitad de este volumen obtenido del
gráfico pH vs V, y en forma similar para la base débil teniendo en cuenta
que el pK será 14 – pH.
6.0 SIMULACIÓN
SIMULADOR DE UNA VALORACION POTENCIOMETRICA:
http://webs.uvigo.es/eqf_web/eqf_phmetro.htm
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1.0 OBJETIVO
PRÁCTICA Nº 13
CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS
Determinación de la conductividad de soluciones acuosas de electrolitos fuertes,
débiles y su relación con la concentración y temperatura.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
La conductividad es la capacidad que tienen las sustancias para conducir la
corriente eléctrica, esta conducción puede llevarse a cabo mediante electrones,
iones en disolución o iones gaseosos. La conductividad de las disoluciones se
puede expresar como:
Conductividad eléctrica (L).- Es la inversa de la resistencia ofrecida por una
solución al paso de la corriente eléctrica. Su unidad es mho, ohm -1 ó siemen
(S).
1 1 A
L = =
(1)
R
Donde: es la resistividad y 1/ es la conductividad específica k, la cual
depende de la naturaleza del electrolito y su concentración, y se expresa en
S.cm -1 ; y A/l depende de aspectos geométricos relacionados con la celda de
conductividad. Ordenando adecuadamente la ecuación (2) se tiene:
La relación
A
k
los electrodos y A área de los mismos
L
A
se denomina constante de celda, donde: l es distancia entre
Conductividad Equivalente (),-Es la conductividad generada por cada eq-g/L
de los iones en disolución. Se expresa en S.cm 2 .eq -1 .
donde N es la normalidad de la solución.
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(2)
k 1000
(3)
N
Conductividad Equivalente a dilución infinita ().-Es el valor al cual tiende
la conductividad equivalente de todas las soluciones electrolíticas al aumentar la
dilución.

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De acuerdo al valor de la conductividad, los electrolitos se pueden clasificar en:
a) Fuertes: Los que poseen una conductividad eléctrica elevada y ligero
aumento de ésta con la dilución. Ejm: HCl.
b) Débiles: Los que se caracterizan por poseer conductividad eléctrica baja y
gran aumento con la dilución. Ejm: CH3COOH
Si se relaciona la conductividad equivalente de un electrolito fuerte con la raíz
cuadrada de la concentración, eq-g/L, se obtiene una línea recta que extrapolada
a concentración igual a cero, da un valor exacto de la conductividad equivalente
límite, cumpliéndose con la ley de Kohlrausch: = - k (N) 1/2
Los electrolitos débiles no cumplen con la ley anterior. El proceso de disociación
de un electrolito débil puede ser representado por HA
H + + A - y
eligiendo los estados de referencia adecuados, se tiene la siguiente expresión
para la constante de equilibrio del proceso de disociación.
k
i
a a
H
1
A
1
(4)
a
HA
Arrhenius sugirió que el grado de disociación () de un electrolito débil, se
puede determinar con aproximación por la relación entre la conductividad
equivalente del electrolito y la conductividad equivalente a dilución infinita:
(5)
La constante de disociación para electrolitos débiles, también se puede expresar
en función al grado de disociación:
2
N
K
(6)
i 1
Combinando las ecuaciones 5 y 6, y reordenando los términos adecuadamente se
obtiene la ley de dilución de Ostwald:
1
Esta ecuación es lineal, donde
1
∞
N
2
∞
K i
1 y 2
Ki
∞
gráfico de 1/ vs N , permite calcularlas.
(7)
son magnitudes constantes, y el
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3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- Conductímetro, erlenmeyers de 250 mL, pipetas, fiolas,
bureta, probeta, vasos, bagueta, papel filtro.
3.2 Reactivos.- Na0H 0,01 N, HCl 0,05 N, HAc 0,05 N, KCl QP.
fenolftaleína, solución estándar Hl7030, biftalato de potasio.
4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Preparación de Soluciones
a) Prepare 100 mL de solución de KCl 0,01M.
b) Prepare 250 mL de soluciones 0,01, 0,002, y 0,00064 N, tanto de
CH3COOH como de HCl a partir de la solución 0,05 N de cada una
de ellas.
c) Valore las soluciones de NaOH, HCl y CH3COOH proporcionadas,
así como las diluciones preparadas en b). para la soda use biftalato de
potasio como patrón primario.
4.2 Calibración del Aparato
a) En una probeta adecuada limpia y seca, vierta la cantidad necesaria
de solución estándar H17030.
b) Lave el electrodo con agua destilada y seque adecuadamente.
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c) Sumerja el electrodo y un termómetro en la solución y anote la
temperatura. Realice movimientos rotacionales del electrodo con la
finalidad de eliminar las burbujas de aire atrapadas en la celda.
d) Encienda el instrumento con el control correspondiente, con la perilla
de coeficiente de temperatura, ajuste el valor de la temperatura. Así
mismo con la perilla respectiva ajuste el valor de la conductividad
leída de tablas del estándar, a la temperatura correspondiente.
e) Regrese la solución estándar al frasco.
4.3 Lectura de la Conductividad de Soluciones
a) Coloque en la probeta 30 mL de la solución de KCl, mida
la temperatura e introduzca el electrodo limpio y seco en la solución
cuidando que no queden burbujas atrapadas como en 4.2 d), descarte
la solución.
b) Sin enjuagar la probeta, coloque una nueva porción de solución y
repita el procedimiento de eliminación de burbujas. Elija un rango
adecuado de conductividad. Si la escala marca solo 1 en el extremo
izquierdo y ninguna lectura en el derecho, significa que el rango de
conductividad debe ser mayor, en este caso se debe usar el siguiente
rango más alto.
c) Después de completar la lectura, apague el instrumento. Lave y
seque el electrodo.
d) Repita todo el procedimiento para las soluciones de HCl y HAc
proporcionadas, y para todas las preparadas por diluciones
5.0 CÁLCULOS
a) Obtenga la constante de celda a partir de a partir de la medición de la
conductividad del KCl.
b) Determine las concentraciones exactas de las soluciones y diluciones.
c) Calcule la conductividad específica ( k ) de todas las soluciones, para ellas
calcule también la conductividad equivalente ().
d) Grafique vs √N para el HAc y para el HCl
e) Calcule la conductividad límite y la constante de ionización del HAc
aplicando las variables indicadas en la Ec. 7 y la conductividad límite para
el HCl aplicando la ley de Kohlrausch.
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f) Compare sus resultados experimentales con lo datos teóricos de del HAc y
del HCl; y de la constante de ionización del HAc.
6.0 SIMULACIÓN
SIMULADOR DE UN CONDUCTIVIMETRO:
http://webs.uvigo.es/eqf_web/eqf_conductividad.htm
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1.0. OBJETIVO
PRÁCTICA Nº 14
ADSORCIÓN
Hacer un estudio de la adsorción de un soluto sobre la superficie de un sólido
poroso.
2.0. PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1 Adsorción.- La adsorción es un fenómeno de superficie, por el cual el
material adsorbido (adsorbato) se adhiere a la superficie de un sólido
(adsorbente), debido a la existencia de fuerzas superficiales no
compensadas, ya que las moléculas superficiales del sólido están
retenidas por un lado al resto del mismo, originándose una energía
superficial que permita la adhesión de moléculas del adsorbato. Los tipos
de adsorción son adsorción física y adsorción química o quimisorción.
2.2 Adsorción de solutos.- En términos generales esta adsorción presenta las
mismas características que la de gases:
-Selectividad.- Se presenta adsorción del soluto o del solvente pero raras
veces de ambos. Unas sustancias son mejor adsorbidas que otras, la
mayoría de las sustancias adsorbe preferentemente a iones de carga
opuesta a la suya, y débilmente a los no electrólitos; las magnitudes de
adsorción de electrolitos depende de la concentración y pH de la
solución. El carbón vegetal es el único material común que presenta un
comportamiento prácticamente independiente de la carga eléctrica del
material adsorbido, generalmente éste adsorbe mejor a los no electrolitos.
-Variación inversa con la temperatura.
-Variación directa con la complejidad de la molécula del adsorbato.
2.3 Isotermas de Adsorción.-Son gráficos donde se puede apreciar la
relación entre la cantidad de sustancia adsorbida por gramo de adsorbente
y la concentración ó presión de equilibrio del adsorbato.
En la adsorción de gases por sólidos se han encontrado cinco tipos de
isotermas. Para la adsorción desde soluciones se encuentra que
generalmente la cantidad adsorbida aumenta con la concentración de la
sustancia disuelta hasta un valor definido de saturación. Para este tipo de
isotermas se han formulado las ecuaciones:
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- Ecuación de Langmuir.- Se basa en la consideración teórica de que la
adsorción se ejecuta en capas monomoleculares, lo que origina que a
medida que se lleva a cabo la adsorción, ésta solo pueda proseguir en
sitios desocupados de la superficie del adsorbente. Para adsorción
desde soluciones esta ecuación toma la forma:
x
m
aC
(1)
1 bC
Donde a y b son constantes. La ecuación de Langmuir puede adoptar
la forma lineal:
C
1
x/
m a
b
C
a
- Ecuación de Freundlich.- Es una ecuación empírica de la forma:
(2)
x/m = K C n (3)
Donde:
x/m : Masa de sustancia adsorbida por unidad de masa o de área de
adsorbente.
C : Concentración de equilibrio de la solución.
K, n : Constantes empíricas que dependen del adsorbato, del adsorbente,
de la temperatura y del solvente.
Para obtener las constantes K y n se puede tomar logaritmos a ambos
miembros de la Ec. (3) lo que dará una representación gráfica lineal:
Log (x/m) = log K + n log C (4)
La adsorción de un soluto sobre la superficie de un sólido poroso
(adsorbente) puede ser estudiada poniendo en contacto una solución del
soluto a adsorberse (adsorbato), con un peso conocido del adsorbente y
luego analizando la solución después de transcurrido cierto tiempo en el
cual el sistema ha llegado al equilibrio.
El peso x, de soluto adsorbido se calcula mediante:
X ( C 0
C)
M V
(5)
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Donde:
(Co – C) : cambio de concentración molar de la solución.
M : peso molecular del soluto.
V : volumen de la solución.
La adsorción química ocurre cuando se presentan fuerzas químicas de
interacción entre el adsorbato y el adsorbente, siendo por lo tanto de
naturaleza específica, un ejemplo típico de ella es la deodorización y
decoloración de los aceites con arcilla activada.
3.0. MATERIALES Y REACTIVOS
3.1. Materiales
Erlenmeyers con tapón, fiola de 1 L., fiolas de 100 mL, embudos, porta
embudos, vasos de 250 y 100 mL, bureta, pipetas, termómetro,
erlenmeyers, probetas, tubos de base plana.
3.2. Reactivos
Carbón activado, tierra activada, ácido acético, aceite neutralizado,
fenolftaleína, biftalato de potasio, papel de filtro, solución de NaOH
0,1 N.
4.0. PROCEDIMIENTO
4.1. Adsorción de ácido acético sobre carbón activado
a) Lave y seque 6 erlenmeyers.
b) Prepare 0,5 L de ácido acético 0,15 N. A partir de esta solución
prepare 100 mL de soluciones 0,12, 0,09, 0,06, 0,03 y 0,015 N.
c) Pese 6 porciones de 0,5000 g de carbón activado.
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d) En un erlenmeyer coloque una porción de carbón activado y vierta
con pipeta volumétrica 50 mL de la solución de ácido acético 0,15
N. Repita el procedimiento para las otras soluciones preparadas en
b). Enumere y tape los matraces. Agítelos durante media hora
periódicamente y luego déjelos en reposo durante 2 horas.
e) Durante el tiempo de reposo, valore las 6 soluciones de HAc,
usando solución valorada de NaOH 0,1 N. Use biftalato ácido de
potasio para valorar la soda y en todos los casos fenolftaleína como
indicador.
f) Después del tiempo indicado, mida la temperatura a la cual se ha
realizado la adsorción. Filtre el contenido de los matraces,
desechando los primeros 10 mL del filtrado, ya que pasan
empobrecidos en ácido por la adsorción extra del papel.
g) Valore porciones adecuadas de cada filtrado con la soda.
4.2. Adsorción química: Purificación de Aceites con Tierra Activada
a) Lave y seque 4 vasos de 250 mL.
b) Mida con probeta seca 20 mL de aceite neutralizado y vierta en
cada uno de los vasos.
c) Caliente el aceite hasta alcanzar una temperatura de T° y luego
agregue 0,2 g de tierra activada.
d) Mezcle y agite vigorosamente por espacio de 5 minutos
manteniendo la temperatura constante, luego filtre en caliente,
utilizando papel filtro adecuado.
e) Repita todo el procedimiento para otras 3 muestras del mismo
aceite, variando en cada caso la temperatura T como se le indique.
f) Tome en un tubo 2 cm de muestra sin tratar, que le servirá como
patrón, en otro tubo agregue aceite tratado a una determinada
temperatura, envuelva toda la parte inferior de ambos tubos con
papel blanco, continúe agregando aceite tratado al tubo
correspondiente, hasta que desde la parte superior, observe que la
intensidad de coloración es la misma en ambos tubos.
g) Mida la altura exacta de los aceites de ambos tubos.
h) Repita f) y g) para los aceites tratados a otras temperaturas.
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DPTO. ACAD. DE FISICOQUÍMICA
5.0. CÁLCULOS
5.1. Adsorción de Ácido Acético sobre carbón activado
a) Con los datos de 4.1, calcule la concentración inicial (C0) y en el
equilibrio (C), de ácido acético en cada matraz.
b) Usando los resultados de (a), calcule los gramos de HAc adsorbidos
(x) y los gramos de HAc adsorbidos por gramo de carbón (x/m).
c) Grafique la isoterma de adsorción de Freundlich.
d) Grafique log (x/m) vs log C. De la gráfica determine K y n. Compare
con los valores teóricos.
5.2. Adsorción Química aplicada a la purificación de Aceite con tierra
activada
a) Calcule la concentración de materia coloreada remanente en los
aceites, mediante la ecuación:
C ( C
(6)
1
h0
/ h1
)
Donde:
C0, C1 = Concentración de materia coloreada en los aceites sin
tratar y tratado, respectivamente. Considere C0 = 1.
h0, h1 = Alturas alcanzadas por los aceites sin tratar y tratado.
b) Grafique la concentración relativa de materia coloreada en función
de la temperatura. Interprete dicho gráfico.
0
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PRÁCTICA Nº 15
CINÉTICA QUÍMICA
1.0. OBJETIVO
Obtención de datos cinéticos para la reacción catalítica de primer orden y
determinación de la constante de velocidad de reacción.
2.0. PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1. Velocidad de Reacción
Es la variación de la cantidad de sustancias reaccionantes o de los
productos por unidad de tiempo, y depende de las condiciones
experimentales como son la concentración de las sustancias, temperatura,
presencia de catalizador o inhibidor.
2.2. Orden de Reacción
Está dado por la suma de los exponentes de las concentraciones de los
reactantes que figuran en la expresión de la velocidad de la reacción
directa.
2.3. Reacciones de Primer Orden
Una reacción de primer orden se define como aquella en la que a una
determinada temperatura, la velocidad de reacción depende, tan solo, de
la primera potencia de la concentración de una especie reactiva.
La ley de velocidad para una reacción de primer orden, puede expresarse
por la ecuación diferencial:
_ d CA
= k C
dt
A
(1)
Donde:
CA
: es la concentración instantánea del reactante que desaparece.
k : es la velocidad específica o la constante de velocidad de reacción,
que es dependiente de la temperatura del catalizador usado.
Integrado la ecuación (1) con la condición inicial: CA = C = Co a t = 0,
y la condición final CA = C para tiempo t, se obtiene:
C
C k
ln kt ó log t
(2)
C
C 2,303
0
De la ecuación (2), si se grafica log C en función de t, se obtiene una
línea recta cuya pendiente es: -k / 2,303.
0
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DPTO. ACAD. DE FISICOQUÍMICA
En esta práctica se tratará de demostrar que la hidrólisis de: acetato de
metilo ó acetato de etilo siguen una cinética de orden 1, respecto a la
concentración.
CH3COOCH3
( l)
H
2O
( l)
CH3COOH
( l)
CH3OH(
l)
Donde a pesar que el proceso es bimolecular, la velocidad de reacción
está determinada por la concentración del éster, debido a que la
concentración del agua no cambia por hallarse en gran exceso. Esta
reacción se lleva a cabo en presencia de un catalizador.
3.0. MATERIALES Y REACTIVOS
3.1. Materiales
Termostato, cronómetro, 2 matraces erlenmeyers de 125 mL, matraz de
250 mL, probeta, pipetas, buretas.
3.2. Reactivos
Acetato de metilo o de etilo, fenolftaleína, biftalato de potasio, solución
de ácido clorhídrico 1,0 N, solución de hidróxido de sodio 0,4 N,
agua destilada helada.
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DPTO. ACAD. DE FISICOQUÍMICA
4.0. PROCEDIMIENTO
a) Introduzca en el termostato a 35°C, un matraz erlenmeyer que contenga 100
mL de HCl 1 N. Sumerja también en el termostato un segundo matraz con
20 mL de Acetato, éste último será utilizado por los dos equipos de
estudiantes que realicen la práctica.
b) Deje los matraces en el baño unos 15 minutos para que las muestras
adquieran su temperatura. Retire del 1 er matraz 5 mL de la solución de HCl,
y titule con la solución de NaOH previamente valorada.
c) En el 1 er matraz sustituya los 5 mL de HCl extraídos, con 5 mL de acetato
provenientes del 2 do matraz. Comience a tomar el tiempo en el momento en
el que haya añadido la mitad del volumen de éster a la solución de HCl. Este
será el tiempo 0.
d) Agite el primer matraz, en el cual se realizará la reacción, para mezclar
perfectamente su contenido. No debe retirarlo durante el transcurso de toda
la práctica. Después de unos 4 a 5 minutos, tome con una pipeta 5 mL de la
muestra reaccionante y viértalo sobre 70 mL de agua destilada helada.
Considere el tiempo de reacción para la muestra, el momento en el cual se ha
vaciado la mitad de la pipeta sobre el agua. Introduzca el matraz en un baño
de hielo y valore rápidamente la acidez total con la solución de NaOH. El
enfriamiento brusco atenúa la reacción.
e) Después de 5 minutos adicionales tome otra muestra y titúlela, luego dos
muestras extraídas con intervalos de 10 minutos cada una y luego 3 a
intervalos de 20 minutos. Termine con la valoración de una octava muestra
tomada después de 30 minutos, y si fuera posible tome una novena a los 30
minutos finales. Los tiempos indicados sólo son referenciales, se debe medir
el tiempo con exactitud.
f) Si se le indica, mida la densidad del éster a la temperatura de trabajo usando
el método del picnómetro.
5.0. CÁLCULOS
a) Determine la densidad del éster empleado a la temperatura de trabajo.
b) Halle la concentración exacta del ácido clorhídrico (mol/L) realizando luego
la corrección por la dilución.
c) Determine la concentración ácida (acidez total) de cada solución valorada.
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d) Calcule la concentración original del éster en términos de molaridad.
e) Obtenga la concentración de ácido producido en cada solución y determine
su equivalencia con el éster que reacciona.
f) En base a d) y e), determine la molaridad del éster sin reaccionar.
g) Grafique el log de la concentración del éster versus el tiempo de reacción (en
minutos).
h) Del gráfico anterior, calcule la constante de velocidad k, y el tiempo de vida
media de la reacción (t ½ .). Compare con los valores teóricos.
6.0 SIMULACIÓN
TENUA – The Kinetics Simulator for Java:
(http://www.bililite.com/tenua/)
Mechanism-Based Kinetics Simulator:
(http://www.stolaf.edu/depts/chemistry/courses/toolkits/126/js/kinetics/)
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PRÁCTICA Nº 16
ESTUDIO DE LA VELOCIDAD DE DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL
H2O2
1.0 OBJETIVO
Determinación de la constante de velocidad, del orden y de la energía de
activación, para la descomposición catalítica del H2O2
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
El peróxido de hidrógeno es una molécula algo inestable que se descompone con
producción de O2 en soluciones acuosas, espontánea y lentamente, según la
ecuación:
H2O2 H2O + ½ O2
Es un proceso denominado auto oxidación-reducción, ya que la mitad del
oxígeno se reduce a O 2- en el H2O y la otra mitad se oxida a O o (oxígeno
molecular).
En presencia de cationes, aniones, algunas sustancias orgánicas, así como
también de una serie de sustancias sólidas, la descomposición del peróxido de
hidrógeno se acelera considerablemente.
En la descomposición catalítica del H2O2 se supone que la reacción transcurre
con la formación de un producto intermediario peroxidado:
Keq
2 H2O2 + cat cat (O2) + 2 H2O
Donde:
kd
cat (O2) cat + O2
Keq : Constante de equilibrio para la formación de un complejo
peroxidado.
kd : Constante de velocidad unimolecular de descomposición del
complejo activado.
La velocidad de descomposición del H2O2 está dada por la de descomposición
del complejo intermediario, entonces:
_
d
dt
d
[ H O ] = [ cat] = [ cat(
O ]
2
2
dt
k d
2 )
(1)
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Despejando [cat (O2)] de la expresión de la constante de equilibrio para la
formación del complejo (Keq) y reemplazando en (1) se tiene:
v
d
dt
Según la Ec. (2) para [H2O2] > 1, la velocidad será proporcional
sólo a [cat] y el orden respecto a [H2O2] será 0.
Es decir que el orden de reacción con respecto al H2O2, varía según la
concentración de éste, desde CERO a DOS.
H O
2 2
k
d
K eq
1
K eq
catH
O
2 2
H
O 2
2
2
2
(2)
Considerando una reacción de primer orden con respecto al H2O2, la ecuación
cinética correspondiente es:
log
A 0 kt A t 2,3
Donde: A0 = Concentración inicial V
A1 = Concentración al tiempo t (V - Vt)
Luego la constante de velocidad se puede calcular mediante la Ec.:
(3)
Donde:
2,3
k
t
V
log
V
Vt
V = volumen del O2 al tiempo
Vt = volumen del O2 al tiempo t
(4)
y la energía de activación mediante la Ec. de Arrhenius:
k
log 2
k
1
E a
2,3R
T T
2 1
T T
2 1
(5)
Donde:
Ea : energía de activación.
k2 y k1 : constantes de velocidad a las temperaturas absolutas T1 y T2.
R : constante universal de los gases.
3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
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3.1 Materiales.- Equipo instalado tal como se muestra en la Fig. 1, pipetas de
10 y 1 mL, vasos, bagueta.
3.2 Reactivos.- Solución 0,05 M de FeCl3, H2O2 al 1% en volumen.
4.0 PROCEDIMIENTO
a) Coloque en el reactor (1), 1 mL de solución catalizadora e introdúzcalo en el
termostato (4), a la temperatura indicada.
b) Llene el recipiente nivelador (3) y la bureta (2), con agua destilada y nivele
el agua de la bureta, moviendo el vaso nivelador (3) convenientemente.
c) Después de 10 minutos de estar en el termostato, en el reactor vierta una
cantidad determinada de peróxido de hidrógeno y cierre inmediatamente con
un tapón, agite la solución vigorosamente moviendo el reactor. La llave
superior se mantiene abierta durante 1 minuto y luego se cierra,
comunicándose de esta manera el reactor con la bureta de gases.
d) Después de transcurrido el tiempo indicado nivele el agua de la bureta y del
vaso nivelador y realice la primera medición de volumen en la bureta.
Continúe tomando mediciones de tiempo y volumen cada 2–5 minutos. El
intervalo de tiempo elegido dependerá de las condiciones de trabajo, (a
temperaturas más elevadas los intervalos serán menores).
e) Después de obtener por lo menos 15 lecturas, sumerja el reactor sin destapar,
en un baño de agua en ebullición, y manténgala así hasta la descomposición
total del peróxido, proceso que dura alrededor de 15 minutos. Durante el
calentamiento mantenga el vaso nivelador en la posición más alta posible.
f) Cambie el reactor a un baño de agua que se encuentra a la temperatura inicial
de trabajo, manteniéndolo siempre cerrado para evitar la fuga de gas.
Mantenga el reactor por un tiempo aproximado de 15 minutos en este baño y
luego mida el volumen de la bureta, nivelando previamente con el recipiente
nivelador.
g) Repita el procedimiento desde a) hasta f) a otra temperatura.
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5.0 CÁLCULOS
a) Grafique (V - Vt) vs t, para cada temperatura.
b) Grafique el log de la velocidad de la reacción para diferentes intervalos de
tiempo en función del log (V - Vt), y halle el orden de la reacción.
c) Grafique el log (V - Vt) ó 1/(V - Vt) vs t, de acuerdo al orden obtenido en
b), y halle las constantes de velocidad de reacción.
d) Calcule la energía de activación de la reacción.
6.0 SIMULACIÓN
TENUA – The Kinetics Simulator for Java:
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Mechanism-Based Kinetics Simulator:
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CUESTIONARIOS
PRÁCTICA Nº 9: EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR
1.- Para las mezclas líquidas binarias ideales, explique la aplicación de las leyes de
Dalton y Raoult.
2.- Describa y proponga un método experimental para un sistema homólogo que
aplique los objetivos de la práctica.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica de los últimos 5 años
en referencia al estudio realizado
PRÁCTICA Nº 10: REGLA DE FASES
1.- Deducir y explicar la regla de la palanca en un diagrama de punto eutéctico
simple.
2.- Describa y proponga un método experimental para un sistema homólogo que
aplique los objetivos de la práctica.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica de los últimos 5 años
en referencia al estudio realizado
PRÁCTICA Nº11: VARIACIÓN DE LA SOLUBILIDAD CON LA T
1.- En la ecuación que relaciona la concentración de la solución saturada con la
temperatura. Fundamente el uso de la concentración molal
2.- Describa y proponga un método experimental para un sistema homólogo que
aplique los objetivos de la práctica.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica de los últimos 5 años
en referencia al estudio realizado.
PRÁCTICA Nº12 : MEDICIONES POTENCIOMÉTRICAS DE pH
1.- Describa detalladamente el electrodo de plata – cloruro de plata ¿Qué reacción
tiene lugar en este electrodo cuando recibe electrones del circuito externo?
2.- Describa y proponga un método experimental para un sistema homólogo que
aplique los objetivos de la práctica.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica de los últimos 5 años
en referencia al estudio realizado
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PRÁCTICA Nº 13: CONDUCTIVIDAD DE SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS
1.- Describa las diferencias del mecanismo de la conducción por iones hidrogeno
del mecanismo de los otros iones.
2.- Describa y proponga un método experimental para un sistema homólogo que
aplique los objetivos de la práctica.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica de los últimos 5 años
en referencia al estudio realizado
PRÁCTICA Nº 14: ISOTERMAS DE ADSORCIÓN DE SOLUTOS.
1.- ¿Porqué es más confiable la isoterma de adsorción de Langmuir, a altas
presiones de gas, para la adsorción química que para la adsorción física?
2.- Describa y proponga un método experimental para un sistema homólogo que
aplique los objetivos de la práctica.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica de los últimos 5 años
en referencia al estudio realizado
PRÁCTICA Nº15: CINÉTICA QUÍMICA
1.- ¿Cuáles son algunas de las técnicas usadas en el estudio de la cinética de
reacción? Explique por lo menos dos de ellos.
2.- Describa y proponga un método experimental para un sistema homólogo que
aplique los objetivos de la práctica.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica de los últimos 5 años en
referencia al estudio realizado
PRÁCTICA Nº 16: DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL H2O2
1.- Explique el proceso de una autocatálisis
2.- Describa y proponga un método experimental para un sistema homólogo que
aplique los objetivos de la práctica.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica de los últimos 5 años
en referencia al estudio realizado.
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LISTA DE BIENES FISCALIZADOS SEGÚN D.S. 024-2013-EF
BIENES FISCALIZADOS
1. ACETONA
20. TOLUENO
2. ACETATO DE ETILO
21. METIL ISOBUTIL CETONA
3. ACIDO SULFÚRICO
22. XILENO
4. ACIDO CLORHÍDRICO y/o
23. ÓXIDO DE CALCIO
MURIATICO
24. PIPERONAL
5. ACIDO NÍTRICO
25. SAFROL
6. AMONIACO
26. ISOSAFROL
7. ANHIDRIDO ACÉTICO
27. ÁCIDO ANTRANÍLICO
8. BENCENO
28. SOLVENTE N° 1
9. CARBONATO DE SODIO
29. SOLVENTE N° 3
10. CARBONATO DE POTASIO
30. HIDROCARBURO ALIFÁTICO
11. CLORURO DE AMONIO
LIVIANO (HAL)
12. ETER ETÍLICO
31. HIDROCARBURO ACÍCLICO
13. HEXANO
SATURADO (HAS)
14. HIDRÓXIDO DE CALCIO
32. KEROSENE DE AVIACIÓN TURBO
15. HIPOCLORITO DE SODIO
JET A1 (TURBO A1)
16. KEROSENE
33. KEROSENE DE AVIACIÓN TURBO
17. METIL ETIL CETONA
JP5 (TURBO JP5)
18. PERMANGANATO DE POTASIO
34. GASOLINAS Y GASOHOLES
19. SULFATO DE SODIO
35. DIESEL Y SUS MEZCLAS
MEZCLAS Y DISOLVENTES
a. Ácido clorhídrico en una concentración superior al 10%
b. Ácido sulfúrico en una concentración superior al 30%
c. Permanganato de potasio en una concentración superior al 30%
d. Carbonato de Sodio en una concentración superior al 30%.
e. Carbonato de Potasio en una concentración superior al 30%
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BIBLIOGRAFÍA
Alberty R., Daniels F., “Fisicoquímica”, versión SI, 1ra edición, Cia Ed.
Continental, México, 1984.
Atkins P.W., “ Fisicoquímica”, 2da edición, Ed. Addison Wesley,
Iberoamericana, México, 1988
Barrow G., “Química Física”, Tomos I y II, 3ra edición, Ed. Reverté, Barcelona,
1975
Castellan G., “Fisicoquímica “, 2da edición, Ed. Addison Wesley
Iberoamericana, México, 1987.
CRC, “Handbook of Chemistry and Physics”, 54 th edition, Ed CRC Press.,
1975.
Crockford H., Nowell J., “Manual de Laboratorio de Química Física”, 1ra
edición, Ed. Alhambra, Madrid, 1961.
Maron S., Landó J., “Fisicoquímica Fundamental”, 1ra edición, Ed. Limusa,
México, 1978.
Norbert Adolph Lange “Handbook of Chemistry”, Ed. Mc Graw Hill, Cleveland.
Palmer W.G., “Química Física Experimental”, Ed. Eudeba, Buenos Aires, 1966.
Reid R., Sherwood T., “Propiedades de los Gases y Líquidos”, 1ra edición, Ed.
UTEHA, México.
Shoemaker D., Garland F., “Experimentos de Fisicoquímica “, 1ra edición, Ed.
UTEHA, México.
Levine, Ira, “Fisicoquímica”, 4ta. edición, Vol. 1 y Vol.2, Ed. Mc Graw Hill,
España, 1996.
Ghana, “Fisicoquímica”, 3ra. Edición, Ed. Mc Graw Hill Interamericana,
México, 2008.
CRC, “Handbook of Chemistry and Physics”, 54 th ed., Ed CRC Press.
BASES DE DATOS
Bases de Datos Internacionales
http://www.relaq.mx/RLQ/bases_de_datos.html
ChemSpider, Search and share chemistry
http://www.chemspider.com/
Organic Compounds Database
http://www.colby.edu/chemistry/cmp/cmp.html
Libro del Web de Química del NIST
http://www.nist.gov/
CRCnetBASE
http://www.crcnetbase.com/
ChemAxon
http://www.chemicalize.org/
The National Chemical Database Service
http://cds.rsc.org/
ScienceDirect
http://www.sciencedirect.com/
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LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA AII
2017-II
HOJA DE DATOS
DIA HORA FQAII-GRUPO
PRÁCTICA:
CONDICIONES DE
LABORATORIO
Nº DE PRACTICA: P (mm Hg):
RESPONSABLE:
T (ºC):
GRUPO:
% HR:
FECHA
DATOS EXPERIMENTALES
------------------------------
Vº Bº PROFESOR
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MODELO CARATULA
DIA HORA FQAII-GRUPO
UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA
DEPARTAMENTO ACADEMICO DE FISICOQUIMICA
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA AII
TITULO DE LA PRÁCTICA
Profesor (a):
Alumno:
Código:
Fecha de realización de la práctica:
Fecha de entrega de informe:
Lima-Perú
2017-II
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MANUAL DE ESTILO PARA LA REDACCIÓN DEL INFORME
El informe se imprime en papel blanco tamaño A4, de buena calidad, con márgenes
superior e inferior de 2,5 cm, izquierdo de 3 cm y derecho de 2 cm. Encabezado y pie de
página 1,25 cm. El tamaño de letra del texto es de 12 puntos, los títulos se escriben en
negrita y en mayúscula). El texto de las leyendas de tablas, esquemas y figuras tienen un
tamaño de 10 puntos, las palabras tablas, esquemas y figuras van en negrita. El tipo de
letra sugerido es arial, Verdana, Helvetica, Sans-serif o Times New Roman. Numere
cada página en la parte inferior derecha.
El cuerpo del texto será justificado, y el interlineado de espacio y medio para el texto
principal, y un espacio sencillo en grandes citas textuales (que se escriben en cursiva).
Para identificar los títulos con claridad, después de cada uno de ellos se deja una línea
en blanco. También puede dejarse una línea en blanco después de cada párrafo. El
informe tendrá una extensión cercana a las 20 páginas. El número de páginas de la
introducción no puede exceder la parte de Resultados y Discusión.
El informe debe tener las partes que a continuación se indican, adaptándose a los
requerimientos de cada laboratorio.
1. Carátula: Debe contener la información requerida según el esquema descrito.
2. Índice: Cada parte del informe debe ser rápidamente localizado en el índice.
3. Resumen: Objetivo(s), método(s) utilizado(s), condiciones experimentales de
Laboratorio, principio o fundamento teórico importante, Resultados primordiales (Valor
teórico, experimental, % Error), una conclusión y una recomendación.
4. Introducción: Importancia, utilidad, alcances y/o aplicaciones de la experiencia a
realizar en el Laboratorio.
5. Principios Teóricos: En función de la bibliografía manejada en la redacción,
enumerar entre ( ) o superíndice, según sea el origen del contenido (textos, papers,
www, etc.) plasmar la procedencia en la bibliografía y colocar el numeral al final del
párrafo utilizado. En caso de transcripciones literales emplear “ ” según corresponda y
enumerarla en referencia a la bibliografía utilizada.
6. Detalles Experimentales:
Enumerar los materiales utilizados (marca, sensibilidad, etc.)
Enumerar los reactivos utilizados (marca, % de pureza, tipo, ficha de seguridad, etc.)
Listar los equipos, indicando su aplicación (marca, sensibilidad, etc.)
Describir el Procedimiento experimental: formato narrativo (tiempo pasado).
7. Tabulación de datos y resultados experimentales:
Tablas de datos experimentales
Tabla N° 1: Condiciones experimentales de laboratorio.
Tabla N° 2: Datos experimentales.
Enumerar según cada experiencia de laboratorio.
Tablas de Datos teóricos:
Mencionar según cada experiencia de laboratorio e indicar fuente bibliográfica
utilizada como referencia para el cálculo teórico. (Tabla N° 3, Tabla N° 4….)
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Tablas de Cálculos:
Enumerar cada tabla de la experiencia de laboratorio y en la misma se permita
realizar el desarrollo matemático correspondiente en cada columna, plasmándose
los resultados de la experiencia del laboratorio y manteniendo la secuencia con
los ítems anteriores. (Tabla N° 5, Tabla N° 6…). Considerar que para la
identificación de las tablas se colocaran en la parte superior y las figuras en la
parte inferior.
Presentar la Tabla de cálculos, conversiones de variables, transformación de
variables, regresiones cuadradas o múltiples, etc.
Tablas de Resultados y % de errores del trabajo de laboratorio.
Enumerar la tabla de resultados del laboratorio según la secuencia de ítems
anteriores. (Tabla N° 7, Tabla N° 8….)
Gráficos (Anexo):
Desarrollar en papel milimetrado (obligatorio) según corresponda y enumerar
los gráficos pertinentes que deben ir en el apéndice y acotar el término ver
apéndice según corresponda. (Grafico N° 1, Grafico N° 2….)
8. Ejemplos de Cálculos: Realizar solo un ejemplo de cada tipo de cálculo básico,
aplicando las normas del uso de cifras significativas y las unidades respectivas que
describan los resultados plasmados en el ítem 7 para las tablas correspondientes. Aplicar
las descripciones de las referencias realizadas en el ítem 7 para las tablas y gráficos
correspondientes
9. Análisis y Discusión de resultados: Emplear la enumeración de las referencias
realizadas paras las tablas y gráficos del ítem 7 en los análisis y discusión de resultados.
En caso de ser necesario, fundamentar el análisis o discusión de resultados con las
fuentes bibliográficas pertinentes y enumerarlas según el ítem 5.
10. Conclusiones y Recomendaciones: Describir máx. 4 conclusiones en concordancia
con los objetivos de la práctica. (método-técnica). Describir máx. 4 recomendaciones en
función de los logros o dificultades durante la experiencia realizada. (método-técnica)
11. Bibliografía: Se siguen las normas de acuerdo al manual de estilo de la ACS. Será
numerada según el orden de citación en el texto. Todas las citas hechas en el texto
deberán figurar en la bibliografía.
Libros que tienen autores:
Beall, H.; Trimbur, J. A Short Guide to Writing about Chemistry, 2da ed.;
Longman: New York, 2001; pp 17-32.
Tesis:
King, K.J. Development of a Pressurized System for Oxidation Studies of
Volatile Fluids. M.S. Tesis, The Pennsylvania State University, State College,
PA, March 1983.
Enciclopedias:
Diagnostic Reagents. Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chernisfry,5th ed;
VCH: Weinheim, Alemania, 1985; Vol. A8, pp 455-49 1.
Artículos de revistas:
Labaree, D.C.; Reynolds, T.Y.; Hochberg, R.B. Estradiol-l6a-carboxylic Acid
Esters as Locally Active Estrogens. J. Med Clzern. 2001, 44, 1802-1814.
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Patentes:
Sarubbi, D.J.; Leone-Bay, A.; Paton, D.R. Oral Drug Delivery Compositions
Comprising Modified Amino Acids and Bioactive Peptides. U.S. Patente
5,792,451, August 11, 1998.
Sitios Web:
Mallet Chemistry Library, University of Texas Libraries. ThermoDex Home
Page: An Index of Selected Thermodynamic and Physical Property Resources,
http://www.brighthubengineering.com/thermodynamics/4720-what-
12. Anexos: Se colocan según sea el caso, espectros, algunas tablas y otros datos que
son relevantes o muy extensos y que su inclusión en otra parte del informe interrumpiría
el orden.
Cuestionario (Guía de Practicas)
Gráficos (papel milimetrado)
Otros (figuras, imágenes, diagramas, gráficos, hojas Excel, cálculos en extenso
adicionales, cálculos de errores, Tablas de Handbook, etc.)
Hoja de Datos (Formato en Guía de Practicas) es un requisito Obligatorio.
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