GUIA DE PRACTICAS DE LABORATORIO DE FISCIOQUIMICA AVANZADA I-2016

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA
GUIA DE PRÁCTICAS DE
LABORATORIO DE FISICOQUIMICA AI
CODIGO: Q07325
PARA ESTUDIANTES DE QUÍMICA
CIUDAD UNIVERSITARIA
2016

UNMSM-FQIQ
DPTO. ACAD. DE FISICOQUÍMICA
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.
YARANGO ROJAS, Alejandro.
NOMBRE : ROJAS PEREZ, Nora. NOMBRE : CERONI GALLOSO, Mario.
CARGO :
Coordinadora del
Departamento
Académico de
Fisicoquímica
CARGO :
FIRMA : FIRMA :
Director de la Escuela
Académico Profesional de
Química
FECHA : ABRIL DEL 2016
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Í N D I C E
PAG.
INTRODUCCIÓN 04
INSTRUCCIONES GENERALES 04
NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO 05
INSTRUCCIONES PARA LOS CÁLCULOS 06
SECUENCIA DE PRÁCTICAS 07
SISTEMA DE EVALUACION 08
USO DE EQUIPOS 09
Balanza Analítica Electrónica 09
Refractómetro de Abbe 11
PRÁCTICA Nº 01.- Gases 12
PRÁCTICA Nº 02.- Termoquímica 19
PRÁCTICA Nº 03.- Presión de Vapor 24
PRÁCTICA Nº 04.- Viscosidad y Densidad de Líquidos 28
PRÁCTICA Nº 05.- Tensión Superficial 33
PRÁCTICA Nº 06.- Determinación Crioscópica del Peso Molecular 38
PRÁCTICA Nº 07.- Refractometría 42
PRÁCTICA Nº 08.- Diagrama de Solubilidad 45
CUESTIONARIOS 49
LISTA DE REACTIVOS FISCALIZADOS 51
BIBLIOGRAFÍA 52
HOJA DE DATOS 53
MODELO CARATULA 54
MANUAL DE ESTILO PARA LA REDACCIÓN DEL INFORME 55
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INTRODUCCIÓN
Los experimentos que se presentan en la presente 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 de las prácticas de laboratorio comienza fijando los objetivos en
primer término, 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, finalizando con las indicaciones para realizar los cálculos, empleando los
datos experimentales, para alcanzar los objetivos de la práctica.
INSTRUCCIONES GENERALES
1. Al ingresar al laboratorio se debe tener presente que es un lugar de trabajo que
requiere de mucha atención, orden, disciplina y responsabilidad.
2. 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, el
estudiante tendrá derecho a recuperar máximo una práctica del total, previa
coordinación con su profesor(a).
3. 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.
4. Para cumplir con los objetivos de la práctica de laboratorio, es importante conocer
previamente el objetivo, los fundamentos teóricos y el procedimiento de cada
práctica antes de ingresar al laboratorio.
5. Durante todo el desarrollo de la práctica se debe mantener limpio el área de
trabajo (mesa, campana, balanza, estufa, lavatorio o vertedero y piso), en caso de
producirse un derrame de alguna sustancia ejecutar según procedimiento de las
normas de seguridad del laboratorio.
6. Al finalizar la práctica, se debe entregar los materiales según listado, en caso de
rotura o desperfecto, se debe comunicar al profesor(a) y firmar el cargo respectivo.
7. Antes de abandonar el laboratorio, el estudiante presentará al profesor su HOJA DE
REPORTE con los datos experimentales obtenidos, tabulados en lo posible, para el
visto bueno del profesor(a).
8. El informe deberá ser entregado SOLO AL INICIO de la siguiente clase y solicitar
de inmediato al profesor(a) 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. Abra ventanas y puertas 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. Es obligatorio el uso de guardapolvo, éste de preferencia debe ser de algodón con
botones a presión y con mangas largas.
2. Es obligatorio el uso de bombillas o pro-pipetas para succionar líquidos.
3. Es obligatorio utilizar lentes de seguridad durante todo el desarrollo de la práctica de
laboratorio.
4. 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.
5. Siempre que sea necesario se debe utilizar una mascarilla de protección, sobre todo
cuando se trabaja con sustancias tóxicas.
6. Es obligatorio trabajar siempre con el cabello recogido, sobre todo si es largo.
7. Antes de salir del laboratorio, lavarse escrupulosamente las manos.
PROHIBICIONES:
1. Está prohibido succionar directamente con la boca cualquier sustancia.
2. Está prohibido ingerir alimentos o fumar dentro del laboratorio.
3. Está prohibido que una sola persona realice trabajos en el laboratorio, se requiere
mínimo de dos personas para tal fin.
4. Está prohibido botar los desechos (productos de reacciones, reactivos sobrantes) en
los lavaderos. Consulte con el profesor el procedimiento a seguir.
5. Está prohibido manipular una sustancia química no identificada.
6. Está prohibido el uso de pulseras ó joyas dentro del laboratorio, porque éstas pueden
ser causa de accidentes, sobre todo si se trabaja cerca de llamas o máquinas en
funcionamiento.
7. De preferencia no usar sandalias, ni pantalones cortos dentro de los laboratorios.
8. Es preferible no utilizar cosméticos cuando se trabaje con sustancias químicas.
9. No utilizar lentes de contacto por que se amplifican riesgos oculares.
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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
1. Gases.
2. Termoquímica.
3. Presión de vapor.
4. Viscosidad y Densidad de líquidos.
5. Tensión Superficial.
6. Crioscopía.
7. Refractometría.
8. Diagrama de solubilidad.
SEMANA
FECHAS
GRUPOS
A-B C-D E-F
1ª semana
2ª semana
3ª semana
4ª semana
Del 11 al 16 de Abril
Del 18 al 23 de Abril
Del 25 al 30 de Abril
Del 02 al 07 de Mayo
01
02
03
04
02
03
04
01
03
04
01
02
Práctica Recuperatoria (01-04) y/o
5ª semana Del 09 al 14 de Mayo
Exposiciones
Del 16 al 21 de Mayo
Preparación de prácticas de la 2
6ª semana
a
secuencia
22 de Mayo de 09 a 11 a.m. Examen Parcial de Laboratorio
7ª semana
8ª semana
9ª semana
10ª semana
Del 23 al 28 de Mayo
Del 30 de Mayo al 04 de Junio
Del 06 al 11 de Junio
Del 13 al 18 de Junio
05
06
07
08
06
07
08
05
07
08
05
06
11ª semana Del 20 al 25 de Junio
Práctica Recuperatoria (05-08) y/o
Exposiciones
03 de Julio de 09 a 11 a.m. Examen Final de Laboratorio
RELACIÓN DE INFORMES RECEPCIONADOS
PRÁCTICA:
01
02
03
04
FECHA:
………………
………………
………………
………………
FIRMA:
………………
………………
………………
………………
PRÁCTICA:
05
06
07
08
FECHA:
………………
………………
………………
………………
FIRMA:
………………
………………
………………
………………
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SISTEMA DE EVALUACIÓN:
La asistencia es obligatoria.
El 30% de inasistencia inhabilita al alumno.
Se tomarán dos exámenes de las prácticas de laboratorio (Promedio EP y EF).
Se evaluarán 08 Informes de laboratorio 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 prácticas de laboratorio. (POE)
Se evaluara el cuaderno de laboratorio (NC)
La nota final se obtendrá de acuerdo a la siguiente ponderación.
Dónde:
[(EP + EF)/2] + PI + [(POE+NC)/2]
Promedio Final = ----------------------------------------------------------
3
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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USO DE EQUIPOS
I. BALANZA ANALÍTICA ELECTRÓNICA.
A. COMPONENTES: Se observan numerados e identificados en la Figura N° 1:
1. Platillo 8. Cámara de pesado
2. Suspensorio de platillo 9. Caja lateral
3. Anillo de convección preservante 10. Conexión al mecanismo periférico
4. Indicador de nivel 11. Conexión de salida y entrada de datos
5. Lámpara de atención 12. Portador de fusible
6. Tornillo nivelador 13. Conexión a la fuente de energía
7. Puerta de vidrio
Figura N° 1
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B.- PROCEDIMIENTO DE PESADA
1.- Preparación para el pesado.
1. Verificar el control de nivel de la balanza antes de su encendido.
2. Mantener encendida la balanza por 1 hora y media con la finalidad de estabilizar
y obtener buenas lecturas
2.- Aplicación de la energía.
1. Pulsar el botón ON/OFF, luego toda la extensión se ilumina, chequear si alguno de
los sectores no se iluminan, debe observarse lo siguiente: 888.8.8.88 %
2. Pulsar el botón TARE y debe aparecer en el despliegue ceros como: 0,0000
3.- Pesada.
1. Colocar el portamuestra en el platillo, después que la marca de estabilidad aparece,
pulsar el botón TARE.
2. Chequear que los ceros aparecen en el despliegue tal como: 0,0000
3. Colocar la muestra y esperar que aparezca la marca de estabilidad y luego leer el
resultado.
C.- PRECAUCIONES QUE DEBE TENERSE
1. Evitar el contacto de la balanza con agua u otras sustancias.
2. No dejar abierta la caja de la balanza (cámara de pesada).
3. No dejar sustancias u objetos sobre el platillo.
4. Evitar movimientos bruscos del platillo.
5. Evitar transportar o desconectar la balanza cuando aparece “CAL” en la pantalla.
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II.
REFRÁCTÓMETRO DE ABBE
Este equipo consiste esencialmente en dos prismas de vidrio, ópticamente densos,
telescopio de foco corto y prismas de Amici. Tiene la ventaja de que su escala está
graduada en índices de refracción, para la luz de sodio a 20ºC y requiere de poca
muestra. Su uso debe seguir ciertas reglas:
1. Se debe conservar limpio.
2. Las superficies de los prismas deben ser limpiadas cuidadosamente después de
cada determinación, para evitar posible rayaduras.
En presencia de una muestra, se observa en el ocular dos zonas divididas, una oscura
y otra luminosa como en la siguiente figura.
Figura N o 2: Vista a través del ocular
Uso del Refractómetro
1. Abra el prisma superior y limpie ambos prismas con algodón humedecido en
alcohol (puede ser acetona en caso de haber utilizado aceite).
2. Coloque dos gotas de muestra sobre la superficie del prisma inferior, cierre con el
prisma superior con lo cual quedará una fina capa de líquido entre los prismas.
3. Encienda el aparato, ilumine con la lámpara el prisma superior, observe con el
ocular y mueva el macrométrico (derecha del aparato), hasta obtener una zona
sombreada, luego con el micrométrico, coloque la división de las zonas en la
intersección de los filamentos cruzados, si la división no fuera nítida, gire el
botón frontal de ajuste de temperaturas hasta lograr nitidez.
4. Cierre el interruptor y lea directamente en la escala.
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PRÁCTICA Nº 01: GASES
1.0 OBJETIVO
Estudiar las principales propiedades de los gases, tales como capacidad calorífica,
difusión y densidad.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1 Gas.- Se denomina así, a aquel fluido que no tiene forma ni volumen definido.
Se clasifican como:
a) Gases Ideales.- Son aquellos en los cuales el volumen ocupado por las
moléculas, es insignificante respecto al volumen total y siguen la Ley de
los Gases Ideales:
P V = n R T (1)
b) Gases Reales.- Presentan fuertes atracciones intermoleculares, siendo el
volumen de las moléculas significativo respecto al total. Estos gases no
siguen la ecuación (1).
Existen una serie de ecuaciones llamadas ecuaciones de estado, que corrigen
las desviaciones de la idealidad, entre ellas tenemos la de Berthelot:
P V = n R’ T (2)
PV
m
M
TR
1
9 T 6
2
C
P T
1
C
(3)
128 P T T 2
C
En las ecuaciones (2 ) y (3)
M : Peso molecular de la muestra
m : Masa de la muestra
R : Constante de los gases ideales.
R’ : Constante corregida.
P, V, T : Presión, volumen y temperatura del gas.
P C , T C : Presión crítica y Temperatura crítica del gas.
Los vapores de sustancias que no son gases a temperaturas ordinarias suelen
encontrarse en este tipo.
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2.2 Densidad de Gases
a) Densidad Absoluta.- Relación entre la masa por unidad de volumen.
b) Densidad Relativa.- Relación de la densidad de una sustancia con respecto
a la de un gas de referencia.
c) La densidad ( ) de un gas se puede obtener a partir de la relación:
= m / V = P M / R’ T (4)
2.3 Relación de Capacidades Caloríficas de los Gases
a) Capacidad Calorífica de Gases.- Es la cantidad de calor necesaria para
elevar la temperatura de una sustancia en un grado. Hay 2 tipos de
capacidad calorífica: a presión constante y a volumen constante. La
relación entre ambas, conocida como depende de si el gas es mono, di o
poliatómico y puede ser determinada experimentalmente mediante el
método de Clément y Desormes. Mediante este método, en un sistema a
presión superior a la atmosférica, se realiza una expansión adiabática, y
luego un calentamiento a volumen constante; para un sistema de este tipo
se cumple:
C
C
P
V
lnP1
lnP
1
lnP0
lnP
2
(5)
Y si el cambio de presión es pequeño, sabiendo que p = gh:
C
C
p
v
h
1
h
1
h
2
(6)
2.4 Difusión Gaseosa.- A una temperatura dada, la energía cinética de cualquier
par de moléculas es la misma. De este principio se deduce la ley de Graham
de la difusión, que dice que a temperatura y presión constante la velocidad de
difusión de dos gases varía inversamente con la raíz cuadrada de sus
densidades. Su expresión matemática es:
V
V
1
2
m
m
2
1
2
1
M
M
2
1
(7)
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Donde:
V 1 , V 2 : Velocidad de las moléculas de los gases
m 1, m 2 : Masa de los gases
1 , 2: Densidad de los gases
M 1 , M 2 : Peso molecular de los gases
3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- Equipo de Víctor Meyer para densidad de vapor, tubos de vidrio
de diversos diámetros, equipo para relación de capacidades caloríficas por el
método de Clément y Desormes, regla, bulbos pequeños, vasos de 50, 200,
600 mL, pipetas.
3.2 Reactivos.- Líquido orgánico volátil, hidróxido de amonio y ácido
clorhídrico concentrado.
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4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Determinación de la Densidad de Gases por el Método de Víctor Meyer
a) Instale el equipo como se muestra en la Fig. (1)
b) Coloque en un vaso agua de caño, hasta 2/3 de su volumen (A), y dentro
de éste el tubo de vaporización (B), manteniendo cerrada la llave de la
bureta F y abierto el tapón E. Lleve al agua a ebullición durante 10 min.
Mientras se esté calentando el agua, pese una ampolla de vidrio hasta las
10 milésimas de g. Caliente la ampolla, retire e introduzca el capilar en un
vaso que contenga una pequeña porción de líquido orgánico volátil, enfríe
y repita la operación hasta introducir de 0,1 a 0,2 g de muestra, pese y si
ha logrado el peso adecuado, selle el capilar, deje enfriar y pese
nuevamente.
c) Abra la llave de la bureta, nivele el agua hasta la marca inicial con la pera.
d) Coloque el tapón E, iguale los niveles, lea la bureta y anote. Retire el
tapón E y haga que el nivel llegue nuevamente al nivel inicial.
e) Repita d) hasta que el volumen desalojado de agua no fluctúe en más de
0.2 mL respecto a la lectura anterior.
f) Rompa el extremo de la ampolla, introdúzcala rápidamente en el tubo de
vaporización y coloque inmediatamente el tapón E. A medida que baja el
nivel del agua en la bureta iguale el de la pera, hasta que el nivel del agua
deje de bajar.
g) Cierre rápidamente la llave F, espere 10 minutos y tome la temperatura
del agua en la pera, lea el nivel del agua en la bureta, tomando como
referencia la lectura realizada en (d).
4.2 Relación de Capacidades Caloríficas por el Método de Clément y
Desormes.
a) Arme el equipo mostrado en la Fig. (2) de forma que todas las uniones
queden herméticamente cerradas.
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b) Manteniendo cerrado B, abra A permitiendo el paso de gas por el balón
hasta tener un desnivel aproximadamente de 10cm en el manómetro de
agua, cierre B y lea la diferencia de altura exacta (h 1 ).
c) Abra rápidamente B y ciérrela en el momento en el que ambas ramas del
manómetro se crucen.
d) Deje que se estabilice el líquido manométrico y lea la nueva diferencia de
alturas (h 2 ).
e) Repita con diferencias de alturas iniciales de aproximadamente 15, 20 y
25 cm.
4.3 Difusión de Gases
a) Coloque en un extremo de un tubo de vidrio limpio y seco, 2 o 3 gotas de
NH 4 OH Conc. y al mismo tiempo en el otro extremo el mismo número
de gotas de HCL Conc. tome el tiempo.
b) Tape ambos extremos rápidamente con algodón y espere a que aparezca
un halo blanco en el tubo, mida el tiempo y la distancia del halo a los
puntos en los que se colocaron las gotas.
5.0 CÁLCULOS
5.1 Densidad de Gases
a) Corrija la presión barométrica usando:
, (100 h)
F
P P
b b
(8)
100
Donde:
P b , P’ b : Presión barométrica y presión barométrica corregida.
F : Presión de vapor del agua a temperatura ambiente.
h : % de humedad del aire.
b) Corrija el volumen del aire desplazado a Condiciones Normales (CN),
0 0 C y 1 atm.
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c) Determine la densidad teórica del vapor a CN, usando la ecuación de
Berthelot.
d) Determine la densidad experimental del vapor a CN, dividiendo la masa
entre el volumen corregido.
5.2 Relación de Capacidades Caloríficas
a) Determine la relación de capacidades caloríficas para cada altura inicial.
b) Determine promedio.
c) A partir del valor promedio de , calcule los C P y C V y experimentales.
5.3 Difusión de Gases
Determinación del Peso Molecular del HCl (g)
a) Calcule la relación de velocidades de ambos gases
b) A partir de la Ley de Graham, calcule el peso molecular del Cloruro de
Hidrógeno, sabiendo que el del amoniaco es 17 g/mol.
c) Grafique la velocidad de difusión de uno de los gases en función del
diámetro del tubo. Analice dicho gráfico.
5.4 Calcule los porcentajes de error para cada experimento.
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Fig. N o 1. Método de Víctor Meyer
Fig. N o 2. Método de Clement y Desormes
Fig. N o 3. Difusión
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PRÁCTICA Nº 02: TERMOQUÍMICA
1.0 OBJETIVO
Determinar el cambio térmico que acompaña a las reacciones químicas.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1 Termoquímica.-
Es la rama de la Fisicoquímica que determina la cantidad de calor absorbida o
liberada en una transformación física o química. Siempre que se lleva a cabo
una transformación química, hay un cambio térmico, dependiendo éste de la
naturaleza, condición física y cantidad de reactantes.
2.2 Tipos de Reacciones Termoquímicas.-
Se pueden clasificar bajo dos conceptos:
a) De acuerdo al calor involucrado, se clasifican en reacciones exotérmicas,
en las que hay liberación de calor, y reacciones endotérmicas, en las que
se presenta absorción de calor.
b) De acuerdo al proceso involucrado, el calor puede ser de neutralización,
solución, hidratación, dilución, formación, reacción, combustión, etc.
2.3 Calor de Reacción.-
Todas las reacciones químicas, van acompañadas de un efecto
calorífico.
Este efecto puede ser medido a presión o a volumen constante, en el primer
caso se mide el trabajo y la variación de energía interna, en tanto que en el
segundo caso sólo se mide la variación en energía interna. El calor de una
reacción exotérmica, tiene convencionalmente signo (-), y el de una
endotérmica signo (+).
Los calores de reacción se miden en calorímetros a presión ó a volumen
constante. En ellos se aplica un balance de calor:
Q ganado = Q perdido (1)
Q = m · Ce · ΔT (2)
Donde: m : masa de sustancia
Ce
ΔT
: calor específico de la sustancia
: cambio de temperatura de la sustancia
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2.4 Calor de Neutralización.-
Un tipo de calor de reacción es el de neutralización de ácidos y bases. Cuando se
usa soluciones diluidas de ácidos y bases fuertes, la única reacción que se
produce es la formación de agua a partir de los iones H + y OH - , de acuerdo a la
ecuación:
Na + OH - (ac) + H + Cl - (ac) H 2 O (l) + Na + Cl - (ac) (3)
Siendo ΔH 18 = -13,7 kcal/mol y ΔH 25 = -13,36 kcal/mol
Cuando alguno de los electrolitos no es fuerte y/o cuando se usan soluciones
concentradas, este valor varía ya que intervienen los calores de ionización y de
dilución.
3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- Frasco termo con tapón de corcho y agitador, termómetro de 0 a
100°C, bureta, vasos, erlenmeyers, probetas de 100 y 250mL, pipetas.
3.2. Reactivos.- Solución de NaOH 0,2N, solución de HCl 0.8N, biftalato ácido
de potasio, fenolftaleína.
4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Capacidad Calorífica del Calorímetro
a) Arme el equipo que se muestra en la Fig. 4
b) Coloque 150 mL de agua de caño en el termo y el mismo volumen de agua
helada (entre 2 y 8°C) o agua tibia (entre 30 y 40°C) en la pera.
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c) Tome las temperaturas exactas de ambas aguas, e inmediatamente abra la
llave de la pera y deje caer el agua helada, mida la temperatura cada 10
segundos, agitando constantemente, anote la temperatura cuando ésta tome
un valor constante.
4.2 Determinación del Calor de Neutralización entre soluciones de NaOH(ac)
0,2N y HCl(ac) 0,8N
a) Determine las concentraciones exactas de ambas soluciones, valorando la
base con biftalato de potasio y el ácido con la base. Calcule las
concentraciones corregidas.
b) Calcule los volúmenes de las soluciones de hidróxido y de ácido necesarios
para producir la neutralización, tales que sumados de 300ml(use las
concentraciones calculadas en a)
c) Secar por completo el frasco termo y colocar en éste, el volumen de base
calculado, y en la pera el volumen de ácido. Mida las temperaturas exactas
de ambas soluciones, deje caer el ácido sobre la base, y mida la temperatura
como en 4.1. c).
4.2 Calor de Reacción del Sulfato de Cobre con Zinc metálico
a) En el mismo frasco termo usado anteriormente, coloque 295 mL de agua
destilada, añada 5g de sulfato de cobre pentahidratado, agite bien y mida la
T° hasta que permanezca constante.
b) Agregue 3,25 g de zinc metálico finamente dividido, tape rápidamente el
frasco termo, cuidando de poner en el orificio que fue usado para la pera un
tapón. Mida la temperatura cada 10 s con agitación constante, hasta que
observe que la temperatura es constante. Anote la máxima temperatura
alcanzada en el sistema. En este momento debe haber desaparecido el color
azul de la solución.
5.0 CÁLCULOS
5.1 Determinación de las temperaturas de equilibrio
Grafique temperatura versus tiempo con los datos obtenidos en 4,1 ( c ) y en
4,2 ( c ).
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5.2 Capacidad Calorífica del Sistema
a) Agua fría (termo) con agua helada (pera)
La cantidad de calor ganada por el agua helada, debe ser igual a la cantidad
de calor perdida por el agua fría, el frasco termo, agitador, termómetro y
alrededores. Si C’ es la capacidad calorífica de todo el sistema que está
perdiendo calor; m, C e y T h la masa, calor específico y temperatura del
agua helada; T f y T e las temperaturas del agua fría y del equilibrio,
aplicando el balance de calor se tendrá:
m C e (T e - T h ) = C’ (T f – T e ) (4)
b) Agua fría (termo) con agua tibia (pera)
El sistema gana calor y el agua tibia lo pierde; aplicando el balance de
calor:
m C e (T c – T e ) = C’ (T e – T f ) (5)
c) La capacidad calorífica de todo el sistema incluyendo el agua helada o el
agua tibia, estará dada por C:
C = C’ + m Ce (6)
5.2 Calor de Neutralización.-
Se puede calcular a partir de la ecuación:
C ( T T )
Q 2 1
n
Donde:
T 2 : Temperatura de equilibrio
T 1 : Promedio de las temperaturas del ácido y la base
n : # de moles de ácido o de base que intervienen en la reacción.
5.3 Calor de Reacción.-
En este caso el calor para la reacción se expresa por:
(7)
Q
C
T
( T
4
M
T )
3
(8)
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Donde:
T 4 = Temperatura final del sistema
T 3 = Temperatura de la solución de sulfato de cobre
C T = Capacidad calorífica incluyendo el metal
M = # de moles de sulfato de cobre pentahidratado
La capacidad calorífica para el Zinc y el Cobre Metálico: C M es 6 cal/mol
grado. Se debe tener en cuenta que el número de moles metálicas totales al
final de la reacción es igual al número de moles iniciales de metal (0.05)
C T = C + C M (9)
5.4 Determine la ecuación termoquímica con los datos de 5.3
5.5 Calcule el porcentaje de error respecto a los valores teóricos de 5.2 y 5.3
Fig. N o 1: CALORÍMETRO
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PRÁCTICA Nº 03: PRESION DE VAPOR
1.0 OBJETIVO
Determinar la presión de vapor de los líquidos mediante el Método Estático, a
temperaturas mayores que la ambiental y calcular el calor molar de vaporización del
líquido.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1 Presión de Vapor.-
Es la presión a la cual el líquido y el vapor se encuentran en equilibrio. Esta
presión llamada también de saturación, es función de la temperatura e
independiente de las cantidades relativas de líquido y de vapor presentes.
Cada líquido tiene su presión de vapor característica a una temperatura dada; en el
caso de mezclas de líquidos y soluciones, la presión de vapor depende de la
naturaleza y las proporciones relativas de las sustancias en la solución a una
temperatura dada. En la práctica sólo consideramos sistemas de un solo
componente, en los cuales el líquido y el vapor tienen la misma composición y
existe una presión para una temperatura fija.
2.2 Variación de la Presión de Vapor con la Temperatura.-
La presión de vapor de un líquido es directamente proporcional a la temperatura.
Esta relación se observa mediante la ecuación de Clausius – Clapeyron:
Donde:
dp
dT
H
V
( V
g
V ) T
l
H
V
T V
(1)
H v
: Entalpía ó calor molar de vaporización
V l , V g : Volúmenes de líquido y gas respectivamente (vapor saturado)
dp/dT : Variación de la presión de vapor con la temperatura.
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Si se asume que V l es despreciable en comparación con V g y que V g = R T/P y
H es constante, redondeando términos se tiene la siguiente ecuación:
Integrando se tiene:
Donde:
dP
P
=
H v
2
RT
dT
(2)
( H )
ln P
v
C
(3)
R T
H v es la entalpía ó calor molar de vaporización
Al plotear ln P vs 1/T, se obtiene una línea recta cuya pendiente es –
( H v / R), y a partir de ésta se halla H V .
Para algunos líquidos, integrando entre los límites aproximados y asumiendo
constante en el rango de temperatura de la experiencia, de la ecuación (2) se
obtiene la segunda ecuación de Clausius - Clapeyron.
2.3log
P
2
P
1
H v
R
T T
2 1
T . T
2 1
La presión de vapor también se puede expresar como una función de la
temperatura mediante la ecuación
H V
(4)
ln P = A/T + BT + CT 2 + DT 3 + ... (5)
Los coeficientes A, B, C y D se ajustan para las unidades de presión.
2.3 Calor Latente de Vaporización (λv) .- Calor necesario para el cambio de
estado de liquido a gas por cada gramo se sustancia, que se obtiene
generalmente a 1 atm de presión. Para una mol se expresa como H V . Este
calor se relaciona con el cambio de energía interna mediante:
U = H – (PV) (6)
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Donde a presiones moderadas,
V = V g , volumen del vapor formado, ya que
el volumen del líquido puede despreciarse, el volumen del vapor puede
calcularse mediante la ley del gas ideal: n RT/P
3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- Equipo para determinar presión de vapor por el método estático,
consistente de un matraz con tapón bihoradado, termómetro, manómetro,
llave de doble vía, cocinilla.
3.2 Reactivos.- Agua destilada.
4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Método Estático
a) Instale el equipo de la Fig. 1, de lo contrario revise y verifique el equipo
instalado.
b) Llene el matraz con agua destilada hasta 1/3 de su volumen total,
manteniendo la llave abierta al ambiente. La presión dentro del matraz, es
igual a la atmosférica, por lo tanto el nivel de mercurio en cada rama del
manómetro es el mismo.
c) Caliente el agua hasta ebullición, la temperatura no debe exceder de
100°C.
d) Retire inmediatamente la cocinilla para evitar sobrecalentamiento y
paralelamente invierta la posición de la llave, de forma que el manómetro
quede conectado con el balón. Inicialmente el nivel de mercurio en ambas
ramas debe ser igual, de lo contrario nivele.
e) A partir de 99°C anote las temperaturas y presiones manométricas hasta
llegar a 80°C. Tome sus lecturas en intervalos de 1°C. Debido al
enfriamiento en el matraz, el vapor empieza a condensarse, y crea un
ligero vacío dentro de él, por lo tanto la columna conectada al balón sube
en tanto que la abierta al ambiente baja.
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f) Terminado el experimento cierre la llave conectada al balón y déjela
abierta al ambiente, de esta forma evitará que el mercurio pueda pasar al
balón.
5.0 CÁLCULOS
a) Con los datos de presión de vapor y temperatura, construya una gráfica de log P
vs 1/T.
b) Calcule el calor molar de vaporización de la muestra, empleando la Ec. de
Clausius-Clapeyron y los datos de la gráfica en a).
c) Establezca una expresión matemática de variación de la presión de vapor con la
temperatura.
Fig. N o 1. Equipo Experimental para determinar presión de vapor por el
Método Estático.
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PRÁCTICA Nº 04: VISCOSIDAD Y DENSIDAD DE LÍQUIDOS
1.0 OBJETIVO
Determinación experimental de la viscosidad y densidad de líquidos utilizando los
métodos de Ostwald y del Picnómetro respectivamente.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1 Viscosidad.-
a) La viscosidad puede expresarse como:
- Viscosidad absoluta ( ).- Fuerza por unidad de área necesaria para
mantener un gradiente de velocidad entre dos planos separados por una
distancia unitaria. Se expresa en poises: g cm -1 s -1 .
= dv dx
(1)
- Viscosidad Cinemática (D).- es la viscosidad absoluta dividida entre la
densidad del líquido. Se expresa en stokes: cm 2 s -1 .
D = / (2)
- Fluidez ( ).- Se define como la inversa de la viscosidad absoluta. Se
expresa en rhes: g -1 -cm-s.
= 1/ (3)
- Viscosidad Relativa ( rel ).- Se define como la relación entre la viscosidad
de una sustancia y un líquido de referencia. No tiene unidades.
rel = sust./ ref. (4)
b) La dependencia entre la de una sustancia pura y la T(K), obedece a una
ecuación de la forma,
Log = A/T + B (5)
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c) Medición de Viscosidad.- Un instrumento muy utilizado es el viscosímetro de
Ostwald. El método consiste en medir el tiempo requerido para que un
volumen dado de un líquido escurra por un tubo capilar de dimensiones
definidas y bajo una diferencia de presión conocida.
El fenómeno de escurrimiento de un líquido sigue la ley de Poiseville:
P r
4
t
(6)
8V
L
Donde:
V : Volumen de líquido L : Longitud del tubo capilar
r : Radio del Capilar. P : Presión = g h
t : Tiempo de escurrimiento : Densidad del líquido
g : Aceleración de la gravedad
h : Diferencia del nivel del líquido entre los dos bordes del tubo.
Luego:
r
4
t h
8V
L
g
(7)
Al relacionar el escurrimiento de dos líquidos en un mismo viscosímetro:
1
2
Así:
1, 1, t 1 : Viscosidad, densidad y tiempo de escurrimiento del
líquido que se investiga.
2, 2, t 2 : Viscosidad, densidad y tiempo de escurrimiento del
líquido de referencia (generalmente agua).
2.2 Densidad.-
a) Para los líquidos se pueden definir los siguientes conceptos:
Densidad Absoluta.- Se define como la masa por unidad de volumen de una
sustancia. Depende de la temperatura y presión, para los líquidos y sólidos
la temperatura se indica como un exponente: d 20 .
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1
2
t
t
1
2
(8)

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Peso Específico.- Se define por la razón:
Pe = (m/v) / (m o /v) (9)
En la cual m y m o son las masas reales de la muestra y del agua contenidos
en el volumen v y a la misma temperatura.
Densidad Relativa o Gravedad Específica.- Se denomina así a la relación
existente entre las densidades absolutas o las masas específicas de dos
sustancias, una de las cuales se toma como patrón. También se llama así a
la relación entre las masas de volúmenes iguales de dos sustancias. Para los
sólidos y líquidos se toma como patrón el agua pura a 4°C.
b) Determinación de la Densidad.- El método más exacto para determinar las
densidades de líquidos y sólidos es el del Picnómetro, que consiste en pesar
el mismo volumen de muestra y de líquido de referencia (generalmente
agua), para los sólidos el procedimiento se modifica incluyéndose pesadas
del sólido y del sólido decantado con agua. Para lograr mejores resultados
se deberá realizar una corrección de pesos.
3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- Viscosímetro de Ostwald, recipiente para baño de temperatura,
pipeta de 10 mL, vasos, soporte, pinza, bombilla de jebe, picnómetro.
3.2 Reactivos.- Muestra líquida, agua destilada, mezcla sulfocrómica o detergente.
4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Medición de la Viscosidad de Líquidos con el Viscosímetro Ostwald.
a) Lave el viscosímetro con solución sulfocrómica o detergente. Enjuague
con agua de caño y finalmente con agua destilada, luego seque en la
estufa.
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b) Midiendo con una pipeta coloque agua destilada en el viscosímetro en
cantidad suficiente como para llenar 2/3 del bulbo B1. Anote el volumen
utilizado.
c) Coloque el viscosímetro en un baño de temperatura constante T 1 °C y
déjelo unos 3 minutos para que adquiera la temperatura del baño. El baño
deberá cubrir el bulbo B2.
d) Coloque una bombilla de jebe en el extremo del viscosímetro y haga
subir el líquido en el bulbo B2.
e) Mida el tiempo que demora el líquido en pasar entre las marcas a y b.
f) Efectúe al menos dos mediciones para cada temperatura.
g) Limpie bien el viscosímetro y séquelo en la estufa.
h) Realice los pasos indicados anteriormente con la muestra problema y/o la
solución dada, empleando un volumen de muestra igual al del agua usado
en b).
4.2 Determinación de la densidad de la Solución mediante el método del
Picnómetro.
a) Lave el picnómetro con solución sulfocrómica o detergente, enjuague con
agua de caño y agua destilada y seque en la estufa.
b) Moje la parte exterior del picnómetro, luego seque con un papel de filtro
o con papel toalla, pese el picnómetro (W1).
c) Llene el picnómetro con agua destilada y sumerja en un baño de
temperatura constante T1°C, teniendo cuidado de llenar completamente
el picnómetro, hasta el capilar, después de 5 minutos retire el picnómetro
del baño, séquelo exteriormente y pese (W2).
d) Retire el agua del picnómetro, seque en la estufa, deje enfriar y vuelva a
pesar como en b) (W3).
e) Repita c) usando la solución alcohólica en lugar de agua (W4) a las
temperaturas que se le indique.
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5.0 CÁLCULOS
a) Calcule la densidad de la muestra (M) con los datos obtenidos con el método del
picnómetro, a todas las temperaturas de trabajo, haciendo uso de las siguientes
ecuaciones:
T
Ge T
1
1
W
W
4
2
W
W
3
1
(10)
T
1
Ge
T
4
1
Ge
T
T
1
1
(
(
T
1
4
)
)
agua
agua
(11)
Para calcular la densidad de una sustancia a una temperatura T, teniendo como dato
la densidad a una temperatura de referencia To, se aplica la ecuación:
T
To
1 (. T )
T o
(12)
b) Calcule las viscosidades absolutas de las muestras.
c) Determine analítica o gráficamente, las viscosidades teóricas de las muestras
y/o la solución alcohólica.
d) Grafique log abs vs 1/T para la muestra. Analice la gráfica.
Fig. Nº1: Viscosímetro de Ostwald.
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PRÁCTICA Nº 05: TENSIÓN SUPERFICIAL
1.0 OBJETIVOS
Estudiar la determinación de la Tensión Superficial de los líquidos y su variación
con la temperatura y la concentración.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1 Definición.- La tensión superficial ( ) es una manifestación de las fuerzas
atractivas que mantienen unidas las moléculas en el líquido o sólido. La
superficie o intersuperficie en la que existe la tensión, se encuentra entre el
líquido y su vapor saturado en el aire, por lo general a la presión atmosférica.
En líquidos no miscibles existe, además, lo que se conoce como la tensión
interfacial.
2.2 Método de la elevación capilar.- Cuando el extremo de un tubo capilar se
sumerge verticalmente en un líquido, una película de éste asciende por la
pared del capilar, siendo la superficie libre del líquido en el capilar de forma
cóncava. La causa de la elevación del líquido en el capilar puede explicarse
por la diferencia de presión a través del menisco o por la tendencia del
líquido a presentar la menor área superficial posible. Un líquido se mantiene
arriba del capilar por la acción de la tensión superficial que es una fuerza
ascendente igual a:
F 1 = 2 r cos (1)
la fuerza descendente debida a la gravedad que actúa sobre el líquido en el
capilar por encima de la superficie exterior es:
F 2 = r 2 h g (2)
Donde:
: Densidad del líquido : Tensión Superficial (dina/cm)
G : Gravedad
H : Altura del líquido en el capilar.
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r : Radio del capilar

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Cuando se alcanza el equilibrio, la fuerza ascendente y la descendente se
igualan, por lo tanto de (1) y (2):
Y para muy pequeño, cos = 1, obteniéndose:
= h g r / 2 cos (3)
= h g r / 2 (4)
2.3 Tensión Superficial de Soluciones.- El comportamiento de la Tensión
Superficial de las soluciones con respecto a la concentración, se puede
expresar mediante las siguientes líneas:
Fig. Nº1: Variación de la de las soluciones con la concentración.
- La curva I muestra el comportamiento de los electrolitos fuertes como el ácido
benzoico en agua, la anilina en ciclohexano. En estas soluciones la adición
del soluto implica un aumento relativamente pequeño de la tensión
superficial.
- La curva II demuestra el comportamiento de los electrolitos débiles o no
electrolitos en el agua. La adición del soluto a las soluciones implica una
ligera disminución de la tensión superficial.
- La curva III representa el comportamiento de las soluciones acuosas de jabón,
ácidos sulfónicos, sulfonatos, y otros tipos de compuestos orgánicos. A estos
compuestos se les llama agentes activos superficiales, ya que tienen la
capacidad de disminuir la tensión del agua a valores muy bajos, aún a
concentraciones muy pequeñas.
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2.4 Tensión Superficial como una función de la Temperatura.
La relación entre la temperatura t, y la tensión superficial de un líquido
normal o no asociado está representada con toda exactitud por la Ec. de
Ramsay-Shield-Eötvos:
donde:
= Densidad
M = Peso molecular
t c = Temperatura crítica
(M/ ) 2/3 = 2,12 (t c - 6°- t) (5)
(M/ ) 2/3 = Energía superficial libre molar.
2.5 Tensión Superficial relativa.- Para determinar la tensión superficial,
usando un líquido de referencia, la Ec. (4) se puede expresar en la forma:
1 h1
1 =
2 h 2 2
3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- Aparato para medir la tensión superficial por el método del
ascenso capilar, termómetro, bombilla de jebe, probeta, vasos.
3.2 Reactivos.- Agua destilada, muestra líquida, soluciones.
(6)
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4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Líquido de referencia.-
a) Lave cuidadosamente el capilar y el recipiente para la muestra con
detergente, enjuague varias veces con agua de caño y al final con agua
destilada, finalmente séquelos en la estufa.
b) Instale el equipo experimental. (Fig. Nº1).
c) Llene el recipiente con agua destilada hasta un volumen adecuado de
forma que el capilar quede sumergido 1cm. dentro del líquido, mida el
volumen usado. Coloque la escala de lectura y el termómetro.
d) Coloque el recipiente dentro de un baño de temperatura a T 1 °C. Sin
retirar del baño, usando la bombilla de jebe, eleve la altura del líquido
dentro del capilar, retire la bombilla, anote la altura, y repita el
procedimiento hasta obtener h constante; anote esta altura. Repita el
procedimiento a T 2 y T 3 .
e) Retire el agua, luego seque el capilar y el recipiente en la estufa.
4.2 Muestras Líquidas y/o Soluciones.-
a) Repita todo el procedimiento 4.1 para la muestra líquida pura a las
temperaturas de trabajo y para las soluciones a la temperatura indicada
por el profesor. Para cada cambio de muestra debe lavar y secar el
recipiente y el capilar.
5.0 CÁLCULOS
a) Mediante la Ec. (6), calcule la tensión superficial de las muestras usando los datos
teóricos de γ y ρ el agua.
b) Con los datos teóricos de a), calcule el radio del capilar.
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c) Plotee (M/ ) 2/3 vs. (t c - 6°- t). Compare la pendiente de la recta con la
constante de Eötvos. Interprete.
d) Grafique vs. concentración de las soluciones empleadas.
Fig. N º1: Equipo para medir la tensión superficial
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PRÁCTICA Nº 06: DETERMINACIÓN CRIOSCÓPICA DEL PESO MOLECULAR
1.0 OBJETIVO
Determinar el peso molecular de un soluto mediante el método crioscópico o del
descenso del punto de congelación.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
El punto de congelación de un solvente disminuye cuando una sustancia se disuelve
en él, esta disminución es proporcional a la concentración molecular de la sustancia
disuelta. Teniendo en cuenta la disminución antes mencionada, es posible calcular el
peso molecular del soluto, cuando un peso conocido de éste se disuelve en un peso
conocido de solvente. La relación entre las variables es la siguiente:
1000 K W
M 2
(1)
W T
1
Donde:
M : Peso molecular del soluto.
K : Constante crioscópica
W 1 : Peso, en gramos, de solvente. W 2: Peso, en gramos, de soluto
T: Descenso del punto de congelación.
La constante crioscópica K, depende de las características del solvente. Mediante la
disminución del punto de congelación del solvente, cuando x gramos de sustancia
conocida se disuelven en 1000 g de éste, se puede determinar la constante K,
utilizando la siguiente ecuación:
M T
K W
(2)
1000 x
Donde:
M : Peso molecular de la sustancia disuelta.
W: Peso en gramos del solvente.
x : Peso en gramos de la sustancia disuelta.
T: Descenso del punto de congelación de la solución.
La Constante K, también se puede calcular mediante la siguiente ecuación:
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Donde:
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T 2
K 0 ,002
(3)
L
L = Calor latente de fusión, (cal/g).
T = Temperatura de fusión del solvente en grados absolutos.
TABLA N° 1
SOLVENTE
L: CALOR LATENTE
DE FUSIÓN (cal/g)
T: PTO. DE
CONGELACION (°C)
K
(K.kg Solv.Mol -1 )
AGUA
ACIDO ACÉTICO
BENCENO
NITROBENCENO
BENZOFENONA
AZOBENCENO
79,1
43,1
30,1
22,3
23,7
27,9
0,0
16,7
5,5
6,0
48,1
89.0
1,86
3,90
5,00
7,00
9,80
8,30
3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Aparatos.- Aparato crioscópico de Beckmann, termómetro, pipetas
volumétricas de 5 y 25 mL, vasos.
3.2 Reactivos.- Solvente y soluto.
4.0 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
4.1 Determinación del Peso molecular de un soluto en solución.
a) Calibre el termómetro Beckmann a una escala de temperatura adecuada,
de acuerdo al punto de congelación del solvente, utilizando para ello un
baño de temperatura adecuada.
b) Arme el equipo de la figura 1 con los tubos A y C limpios y secos.
c) Vierta 25 mL del solvente en el tubo A y coloque el termómetro
Beckmann calibrado y un agitador. El solvente debe cubrir totalmente el
bulbo del termómetro.
d) Coloque el tubo A dentro del tubo C (chaqueta de aire).
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e) Sumerja todo este conjunto en el baño de enfriamiento que debe
encontrarse a una temperatura 5° menor que la temperatura de
cristalización del solvente. Agite suavemente el contenido del tubo A,
hasta una temperatura cercana a la de congelación, lea la temperatura
cada 30 segundos, hasta obtener varios valores constantes, que
corresponden al punto de congelación del solvente puro.
f) Retire la chaqueta de aire y funda el solvente, mediante calentamiento
con las manos.
g) Pese aproximadamente 0.6 g de soluto y agregue al tubo A, utilizando el
lado B.
h) Agite el solvente hasta disolver completamente el soluto y luego coloque
el tubo A en la chaqueta de aire.
i) Determine el punto de congelación de la solución, repitiendo e) y f).
Tenga presente que la solución no congela a temperatura constante.
j) Al terminar el experimento retire cuidadosamente el termómetro
Beckmann de la solución, y deje el equipo completamente limpio.
4.2 Normas para la Calibración del Termómetro Beckmann
a) Sumerja un termómetro de grados en un vaso con agua, luego agregue
trozos de hielo hasta obtener una temperatura cercana a la de congelación
del solvente a usar.
b) Sumerja el termómetro Beckmann en el baño y calíbrelo para dicha
temperatura.
c) Si hay poco mercurio en el bulbo se invierte el termómetro hasta que la
columna de mercurio entre en contacto con el extremo superior, luego
voltee el termómetro suavemente y sumerja en el vaso con agua. Repita
la operación hasta añadir al bulbo suficiente mercurio.
d) Si la columna de mercurio está alta, caliente el bulbo con la mano y haga
pasar el mercurio gota a gota hasta el reservorio teniendo en cuenta la
equivalencia entre una gota y los grados indicados en el termómetro.
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e) Considere que el termómetro se encuentra calibrado cuando al
sumergirlo en el baño preparado en a) la temperatura se encuentra en el
rango de 3 a 5 grados.
f) Al introducir el termómetro ya calibrado en el interior del tubo con
muestra, ésta debe estar a baja temperatura, para evitar que el
termómetro se descalibre.
5.0 CÁLCULOS
a) Grafique en papel milimetrado los datos de temperatura en función del tiempo
para el soluto y la solución, estas serán las curvas de enfriamiento.
b) De los gráficos anteriores, determine los puntos de congelación del solvente y la
solución, y el t.
c) Calcule el peso molecular del soluto disuelto usando la Ec. (1).
d) Mediante el % de error de este valor con respecto a los valores teóricos,
identifique la muestra problema.
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PRÁCTICA Nº 07: REFRACTOMETRÍA
1.0 OBJETIVO
Determinar el índice de refracción de diversas sustancias.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1 Refracción de la Luz.- Es el cambio de dirección que experimentan los rayos
luminosos al pasar de un medio a otro de densidad diferente. El ángulo
formado por el rayo incidente y la normal al límite de ambos medios se
conoce como ángulo de incidencia, cuando este ángulo es igual a 90 grados,
se produce reflexión total.
2.2 Índice de Refracción Absoluta.- Es el cuociente entre la velocidad de la luz
cuando el primer medio es el vacío con respecto a la velocidad de la luz en un
medio.
2.3 Ley de Snell.- Relaciona los ángulos de incidencia (i) y de refracción (r):
n 1 Sen i = n 2 Sen r (1)
donde: n 1 y n 2 son los índices de refracción absolutos de los medios que
atraviesa la luz.
Si el medio 1 es el vacío, siendo entonces n 1 = 1 y 2 es el medio cuyo índice
de refracción se desa medir:
n 2 abs = Sen i/ Sen r (2)
2.4 Refracción Específica.- Lorentz y Lorentz definieron este valor para
sustancias puras, es característica de ésta, e independiente de la temperatura,
presión y del estado de agregación de los cuerpos. Está dada por:
r
n
n2
- 1 1
(3)
2 d
Donde d es la densidad de la sustancia.
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2.5 Refracción Molar.- Es una propiedad aditiva y constitutiva, producto de la
refracción específica por el peso molecular.
R
n 2 -1
n2
2
M
d
(4)
2.6 Índice de refracción de Mezclas.- Si 0 es la mezcla y 1 y 2, los componentes,
y P es el % en peso:
100(
n -1)
P (n 1) (100 P ) ( n 1)
1 1
1 2
d o
(5)
o
d
d
1
2
2.7 Refracción Molar de Mezclas.- Experimentalmente está dada por:
n2
x M x M
o
1 (1 )
R 1 1 1 2
exp
n2
d
o
2
o
(6)
Siendo x 1 = fracción molar del componente más volátil.
Cuando se emplea la propiedad aditiva:
n2 1
2 1
1
- M n - M
R add x
1 (1 x ) 2 2
(7)
1
n2
2 d 1 2
1 n 2 d
1
2 2
3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- Refractómetro de Abbe, pipetas graduadas de 1, 2 y 5 mL, tubos
con tapón de corcho, algodón.
3.2 Reactivos.- Agua destilada, líquidos orgánicos, soluciones de sacarosa.
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4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Medida del Índice de Refracción de soluciones.-
a) Prepare 3 mL de soluciones que contengan 0, 5, 10, 20, 30, 40, 50, 70, 80
y 100% en volumen de A en B. Mida la temperatura de los componentes
puros.
b) Mida el índice de refracción tanto de los componentes puros como de cada
una de las mezclas preparadas en (a).
4.2 Medida del índice de refracción de soluciones de sacarosa en agua
a) Para las soluciones de sacarosa que se le indique, mida el índice de
refracción y el % de sacarosa disuelta.
b) Mida la temperatura de cada una de las soluciones.
5.0 CÁLCULOS
a) Calcule el % en peso teórico de A en cada mezcla, a partir de los volúmenes de
cada componente
b) Calcule la fracción molar teórica del componente más volátil en cada mezcla.
c) Usando la ecuación (5), determine el % en peso experimental de A en cada
mezcla.
d) Transforme el % en peso experimental de A en la fracción molar
experimental de A en cada mezcla, aplicando los pesos moleculares respectivos.
e) Trace una gráfica de índice de refracción de las mezclas en función de la fracción
molar del componente más volátil.
f) Utilizando la ecuación (6), determine las refracciones experimentales de las
mezclas.
g) Utilizando la ecuación (7), calcule las refracciones molares teóricas de las
mezclas.
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PRÁCTICA Nº 08: DIAGRAMA DE SOLUBILIDAD
1.0 OBJETIVO
Determinar el diagrama de solubilidad en un sistema líquido de tres componentes.
2.0 PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1 Solubilidad.- Es la capacidad de 2 ó más sustancias para formar
espontáneamente y sin reacción química, una dispersión homogénea,
molecular o coloidal.
2.2 Sistemas de 3 Componentes.- Las relaciones de solubilidad de un sistema de
3 componentes, se representan fácilmente en un diagrama de triángulo
equilátero, ya que en él se puede ubicar el % de cada componente en la
misma escala, correspondiendo cada vértice del triángulo a los componentes
puros, y cada lado a un sistema de dos componentes, a temperatura y presión
constantes.
a) Curva de Solubilidad.- La figura 1, representa los límites de solubilidad
para un sistema de tres componentes, en el que dos de ellos son
totalmente miscibles en un 3º, en tanto que entre si solo son parcialmente
miscibles. Para establecer un punto (figura 2), se traza desde el punto de
composición del componente A, a , una línea paralela al lado BC, desde
el punto b, una paralela al lado AC y desde el punto c, una paralela a AB,
la intersección de las 3 rectas dará el punto d, que representará a la
muestra ternaria. La curva S, determina los límites de solubilidad del
sistema, una mezcla cualquiera bajo el área de la curva formará dos fases
líquidas.
b) Línea de Reparto.- Representada por MN, es la línea que une dos
soluciones ternarias inmiscibles, llamadas soluciones conjugadas.
c) Punto de Doblez o Punto Crítico.- Es el punto en el que las soluciones
conjugadas tienen la misma composición y las dos capas se vuelven una
sola. (Punto P).
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100 % A
+
-
P
S
FIGUR
% A
-
a
d
b
c
% C
+
100% B
% B
+ -
FIGURA 1 FIGURA 2
100% C
CH 3 COOH
+
-
% CH 3 COOH
% C 4 H 9 OH
-
H 2 O
N
M
+ -
% H 2 O
+
C 4 H 9 OH
FIGURA 3
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3.0 MATERIALES Y REACTIVOS
3.1 Materiales.- Erlenmeyers de 125 mL con tapón, erlenmeyers de 100 mL
con tapón, buretas de 25 mL, vasos de 100 mL, pera de decantación, tubos
medianos con tapón, pipetas de 1, 5, y 10 mL, gradilla.
3.2 Reactivos.- n-butanol, ácido acético, solución de NaOH 1 N, fenolftaleína.
4.0 PROCEDIMIENTO
4.1 Determinación de la Curva de Solubilidad
a) Lave y seque en la estufa todo el material de vidrio.
b) En erlenmeyers de 125 mL, prepare 10 mL de soluciones que contengan
10, 15, 20 y 25% en volumen de ácido acético en agua. Mida la
temperatura de cada componente puro
c) Titule dichas soluciones con n-butanol, agitando constantemente, después
de cada agregado, hasta la primera aparición de turbidez. Mantenga
tapados los erlenmeyers durante la valoración.
d) De la misma forma, prepare 10 mL de soluciones que contengan 10, 20,
30 y 40% en volumen de ácido acético en n-butanol y titúlelas con agua
destilada, hasta la primera aparición de turbidez.
4.2 Valoración de Solución de NaOH 1N.- Para determinar el título de la base
con ácido acético, pese 1 erlenmeyer de 100 mL (con tapón y seco), mida 1
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mL de ácido acético, tape, pese nuevamente con exactitud. Titule el ácido con
la solución de NaOH 1N, usando indicador de fenolftaleína.
4.3 Determinación de la Línea de Reparto
a) En la pera de decantación seca, prepare 20 mL de una mezcla que
contenga exactamente 10% de ácido acético, 45% de n-butanol y 45% en
volumen de agua.
b) Agite bien la mezcla durante 2 minutos, luego separe cada una de las
fases en un tubo con tapón, desechando las primeras gotas y la interfase.
Denomine A a la fase acuosa (inferior) y O a la fase orgánica (superior)
c) Pese un erlenmeyer de 100 mL, limpio y seco con tapón y mida en él, 5
mL de una de las fases, tape rápidamente y vuelva a pesar. Empleando
como indicador la fenolftaleína, valore dicha muestra con la solución de
NaOH 1N , hasta coloración grosella.
d) Repita (c ) con la otra fase.
5.0 CÁLCULOS
a) Con los datos de 4.1, calcule los % en peso de cada componente en cada una de
las mezclas, usando para ello las densidades de los componentes a la
temperatura de trabajo.
b) Represente en un diagrama triangular los resultados de (a) y trace la curva de
solubilidad.
c) Determine el Título de la soda en g de HAc / mL de NaOH.
d) Para trazar la línea de reparto, represente en el diagrama, los % en peso de cada
componente, en la mezcla preparada en 4.3 (a), este punto determina la
composición global de la mezcla.
e) Con los datos de 4.3 c) y d), calcule los % en peso de ácido acético en cada una
de las fases. Represente el % de ácido acético en la fase acuosa en el lado del
agua de la curva y proceda de la misma forma para la fase orgánica. Una con
una recta los dos puntos de forma que pase por la composición global de la
mezcla.
f) Analice del gráfico, la curva de solubilidad, y la línea de reparto, e indique el
significado de cada una de ellas en el comportamiento del sistema estudiado.
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CUESTIONARIOS
PRÁCTICA Nº 01: GASES
1.- Explique algunos métodos analíticos y/o gráficos para la determinación de los pesos
moleculares de las sustancias gaseosas.
2.- ¿En qué condiciones el comportamiento de un gas real comienza a diferir de manera
significativa de la ley de los gases ideales?
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica indexada de los últimos 5
años en referencia al estudio realizado.
PRÁCTICA Nº 02: TERMOQUÍMICA
1.- ¿Qué propiedad de la Entalpia provee la base de la Ley de Hess?
2.- ¿Qué diferencia existe entre los calores de reacción a volumen constante y a presión
constante?
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica indexada de los últimos 5
años en referencia al estudio realizado.
PRÁCTICA Nº 03: PRESIÓN DE VAPOR
1.- Analice la relación que existe entre los valores del calor molar de vaporización y la
naturaleza de la sustancias.
2.- Explique el método de saturación gaseosa para determinar la presión de vapor de los
líquidos
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica indexada de los últimos 5
años en referencia al estudio realizado.
PRÁCTICA Nº 04: VISCOSIDAD
1.- ¿Por qué es necesario conocer la viscosidad de una sustancia? Ejemplos
2.- Explique algunos métodos experimentales para estimar la viscosidad de una
sustancia.
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3.- Adjunte una publicación científica indexada de los últimos 5 años en referencia al
estudio realizado.
PRÁCTICA Nº 05 : TENSIÓN SUPERFICIAL
1.- Explique la variación de la constante de Eötvos con la temperatura.
2.- Explique la estimación de la tensión superficial de sólidos.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica indexada de los últimos 5
años en referencia al estudio realizado.
PRÁCTICA Nº 06: CRIOSCOPÍA
1.- En un diagrama de fases (PT) relacione y analice las temperaturas de ebullición a
una presión determinada, para el solvente y para una solución.
2.- Escriba la ecuación que permita determinar la constante crioscópica de un solvente y
analice su dependencia.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica indexada de los últimos 5
años en referencia al estudio realizado.
PRÁCTICA Nº 07: REFRACTOMETRÍA
1.- Describa cuáles son los tipos de refractómetros y sus aplicaciones.
2.- ¿Cuál es el efecto de la variación de la temperatura y de la presión en la refracción
específica y en la refracción molar de los líquidos?
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica indexada de los últimos 5
años en referencia al estudio realizado.
PRACTICA Nº 08: DIAGRAMA DE SOLUBILIDAD
1.- Indicar las ventajas y desventajas que ofrece el diagrama de Roozeboom. Ejemplos
2.- Describa 3 procesos químicos a nivel industrial, donde tiene aplicación los criterios
del diagrama de solubilidad.
3.- Adjunte y comente brevemente una publicación científica indexada de los últimos 5
años en referencia al estudio realizado.
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LISTA DE REACTIVOS FISCALIZADOS SEGÚN D.S. 024-2013-EF
1. ACETONA
2. ACETATO DE ETILO
3. ACIDO SULFURICO
4. ACIDO CLORHIDRICO y/o
MURIATICO
5. ACIDO NITRICO
6. AMONIACO
7. ANHIDRIDO ACETICO
8. BENCENO
9. CARBONATO DE SODIO
10. CARBONATO DE POTASIO
11. CLORURO DE AMONIO
12. ETER ETILICO
13. HEXANO
14. HIDROXIDO DE CALCIO
15. HIPOCLORITO DE SODIO
16. KEROSENE
17. METIL ETIL CETONA
18. PERMANGANATO DE POTASIO
19. SULFATO DE SODIO
20. TOLUENO
21. METIL ISOBUTIL CETONA
22. XILENO
23. OXIDO DE CALCIO
24. PIPERONAL
25. SAFROL
26. ISOSAFROL
27. ACIDO ANTRANILICO
28. SOLVENTE N° 1
29. SOLVENTE N° 3
30. HIDROCARBURO ALIFATICO
LIVIANO (HAL)
31. HIDROCARBURO ACICLICO
SATURADO (HAS)
32. KEROSENE DE AVIACION
TURBO JET A1 (TURBO A1)
33. KEROSENE DE AVIACION
TURBO JP5 (TURBO JP5)
34. GASOLINAS Y GASOHOLES
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 ed, Cia Ed. Continental,
México, 1984.
Atkins P.W., “ Fisicoquímica”, 2da ed., Ed. Addison Wesley, Iberoamerican,
México, 1988
Barrow G., “Química Física”, Tomos I y II, 3ra ed., Ed. Reverté, Barcelona, 1975
Castellan G., “Fisicoquímica “, 1ra ed, Fondo Educativo Interamericano, México,
1978.
CRC, “ Handbook of Chemistry and Physics”, 54 th ed., Ed CRC Press., 1975.
Crockford H., Nowell J., “Manual de Laboratorio de Química Física”, 1ra ed., Ed.
Alhambra, Madrid, 1961.
Maron S., Landó J., “Fisicoquímica Fundamental”, 1ra ed., 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 ed., Ed. UTEHA,
México.
Shoemaker D., Garland F., “Experimentos de Fisicoquímica “, 1ra ed., Ed. UTEHA,
México.
Hobart H. Willard, “ Métodos Instrumentales “, Cuarta ed., Edit. Continental S.A.,
1971.
Pons Muzzo, Gastón, “ Fisico-quimica “, Primera ed., Edit. Universo S.A. 1969
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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 AI
DIA HORA FQAII GRUPO
HOJA DE DATOS
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 CARÁTULA
DIA HORA FQAI GRUPO
UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA AI
TÍTULO DE LA PRÁCTICA
Profesor (a):
Alumno:
Código:
Fecha de realización de la práctica:
Fecha de entrega de informe:
Lima-Perú
2016-I
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MANUAL DE ESTILO PARA LA REDACCIÓN DEL INFORME
El informe se imprime en papel blanco de buena calidad tamaño A4 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.
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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….)
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 los análisis o discusiones 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.
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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.
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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