Practicas Del Manual Fisicoquimica Primer Parcial

PRÁCTICA No. 1

DETERMINACIÓN DE DENSIDAD, VISCOSIDAD E ÍNDICE DE REFRACCIÓN

I. OBJETIVOS

El alumno definirá e identificará la importancia de las propiedades: densidad, viscosidad e índice de refracción en soluciones acuosas.

Determinará experimentalmente la relación de la densidad, la viscosidad e índice de refracción con la concentración de algunas soluciones.

Demostrará qué factores pueden modificar dichas propiedades.

Relacionará cuál es la importancia de estas propiedades en la Industria Farmacéutica, indicando ejemplos de aplicación.

II. FUNDAMENTOS.

Se llama fisicoquímica ala parte de la química que estudia las propiedades físicas y estructura de la materia, las leyes de la interacción química y las teorías que la gobiernan.

Al conjunto de características que llevan estrecha relación entre cualidades aparentes y composición de la materia se les llaman propiedades fisicoquímicas. (Maron, 2008).

La densidad de una sustancia es el cociente entre la masa y el volumen:

Densidad = Masa/Volumen d = m/V

La masa y el volumen son propiedades generales o extensivas de la materia, es decir son comunes a todos los cuerpos materiales y además dependen de la cantidad o extensión del cuerpo. En cambio la densidad es una propiedad característica, ya que nos permite identificar distintas sustancias.

La densidad relativa de una sustancia se calcula dividiendo la densidad de la misma entre la de otra sustancia de referencia, siendo a dimensional, para las sustancias sólidas y liquidas la densidad de referencia es el agua que es 1 g/cm3 en condiciones de 25º C y 1 atm.(Castellan, 2001)

Por otro lado otra propiedad es el índice de refracción índice de refracción

La velocidad de la luz en el vacío es la misma para todas las longitudes de onda, pero cuando se propaga en un medio material es diferente para cada longitud de onda.

La frecuencia de una onda luminosa está determinada por la fuente y no varía al propagarse. Si la frecuencia variase al pasar la luz de un medio a otro medio, se acumularía energía en la superficie de separación de los mismos, lo que no se observa que ocurra.

La velocidad de propagación de la luz en un medio es menor que en el vacío, mientras que su frecuencia no varía. Por lo tanto, la longitud de onda debe variar al cambiar de medio.

Recuerda que la velocidad de propagación de una onda es . Como se cumple en cualquier medio, puedes escribir:

y

de donde, si se obtiene ,ya que la frecuencia no varía.

Para comparar la velocidad de la luz en un medio con la velocidad de la luz en el vacío se utiliza el índice de refracción.

Con lo anterior podemos comprender que el objetivo de esta práctica es establecer la relación entre la composición química y sus propiedades fisicoquímicas, más claramente definir matemáticamente la correlación entre la concentración de una solución y propiedades como lo son la densidad y el índice de refracción. (Atkins, 2008)

MATERIAL Y RECTIVOS.

1 Vernier

3 Esferas de acero inoxidable

1 Regla o Escalímetro

1 Cronómetro

1 Picnómetro

1 Bureta de 50 mL

1 Balanza Analítica

1 Refractómetro de Abbe

1 Pipeta volumétrica de 5 ml

1 Pipeta volumétrica de 1 ml

5 Matraces Erlenmeyer de 125 mL

1 Soporte universal

1 Pinzas para bureta

Sacarosa

Etanol absoluto

Agua destilada

Glicerol

Propilenglicol

DESARROLLO EXPERIMENTAL

Preparar soluciones de sacarosa 0.5, 0.4, 0.3, 0.2 y 0.1 M (25 mL de cada solución).

Preparar soluciones de etanol absoluto 90, 70, 50, 30 y 10 % en volumen (25 mL de cada solución).

Distribuir las soluciones en los 5 matraces Erlenmeyer de 125 mL y etiquetar correctamente para evitar confusiones.

Densidad

1. Lavar y secar perfectamente el picnómetro o matraz volumétrico de 10 mL

2. Pesar en la balanza analítica el picnómetro vacío y registrar (mp).

3. Colocar el picnómetro sobre una superficie absorbente (papel secante)-

4. Llenar el picnómetro inicialmente con agua destilada o solución preparada, hasta que casi rebase su capacidad.

5. Introducir el tapón de vidrio en el matraz o picnómetro. Esto provocará un derrame de la sustancia utilizada que será absorbido por el papel secante. Secar perfectamente el exterior del picnómetro.

6. Pesar en la balanza analítica y registrar según el caso (mpw, mps).

7. Repetir todos los pasos anteriores para cada una de las soluciones.

NOTA: NO TOCAR EL PICNOMETRO CON LOS DEDOS EN CADA PESADA, USAR DE PREFERENCIA GUANTES DE LATEX.

NOMENCLATURA

Masa del picnómetro vacío con tapa (mp)

Masa del picnómetro con agua (mpw)

Masa del picnómetro con la solución (mps)

Masa del agua (mw)

Masa de la solución (ms)

mp=______________________ mpw=_______________________ mw=_____________________

Tabla 1. Masas de la solución de sacarosa a diferentes concentracionesSolución de sacarosa, M mps ms0.10.20.30.40.5

Tabla 2. Masas de la solución de etanol absoluto a diferentes concentracionesSolución de etanol, % vol mps ms1030507090

Índice de refracciónPara la utilización del refractómetro de Abbe, la descripción del método será proporcionada por el profesor en el momento a realizar la práctica, puesto que existen diferentes tipos de instrumentos.

1. De la determinación de la densidad del agua, calcular la masa del agua destilada mw por diferencia entre la masa del picnómetro con el agua y el picnómetro vacío (mw = mpw -mp).

2. De la determinación de la densidad, calcular las masas de las soluciones (sacarosa y etanol), a las diferentes concentraciones por medio de la diferencia entre la masa del picnómetro con la solución y el picnómetro vacío (ms = mps -mp).

3. Obtener las densidades relativas de las especies estudiadas y registre estos datos en las tablas 4 y 5 según corresponda.

Tabla 4. Datos de densidades relativas e índice de refracción de las soluciones de sacarosa.Solución de sacarosa, M Densidad, g/cm3 Índice de refracción,

0.10.20.30.40.5

Tabla 5. Datos de densidades relativas e índice de refracción de las soluciones de etanol.Solución de etanol, % vol Densidad, g/cm3 Índice de refracción, 1030507090

Viscosidad empleando el método de la esfera de caídaEn este experimento se empleará una bureta de vidrio transparente de 50 mL, previamente lavada y seca, medir la distancia que hay entre la última marca superior y otra a los 5 o 10 ml, registrar esta distancia.

Antes de iniciar se deberá determinar la densidad y el radio de la esfera de acero inoxidable, para la densidad es necesario medir el diámetro de la misma (con ayuda de un vernier) y su masa (empleando la balanza analítica), lavarla y secarla previamente.NOTA: MANIPULAR LA ESFERA CON LAS MANOS LIMPIAS O CON GUANTE DE LATEX.

1. Llenar la bureta con una solución preparada de 40% peso de sacarosa, hasta casi su totalidad de capacidad (dejando entre 1-1.5 cm. de distancia desde el borde).

2. Dejar caer una esfera de acero inoxidable al centro de la probeta, accionar el cronómetro cuando la esfera pase frente a la marca superior y detenerlo cuando la esfera cruce la marca inferior (ambas marcas definidas con anterioridad), registrar el tiempo en la tabla siguiente.

3. Repetir los pasos 1 y 2 usando glicerina y propilenglicol como fluidos.

Tabla 4. Datos de experimentación para la determinación de la viscosidad.Compuesto Distancia, cm Tiempo, s Velocidad, cm/s Viscosidad, g /cm sSacarosa, 40 % pesoGlicerinaPropilenglicol

ANALISIS DE RESULTADOS Realizar las gráficas de concentración vs propiedad determinada (densidad o índice de

refracción) para cada una de las especies estudiadas. Utilizando las gráficas obtenidas, indicar qué tipo de dependencia existe entre las

propiedades físicas y la concentración de las especies estudiadas. Realizar la gráfica de peso molecular vs propiedad determinada (viscosidad).

Utilizando las gráficas obtenidas, indicar qué tipo de dependencia existe entre las propiedades químicas y la propiedad física determinada.

Utilizar el método de regresión para determinar las ecuaciones empíricas correspondientes.

CONCLUSIONES Determine qué tipo de propiedades se están midiendo, que tipo de propiedades se están

determinando y cuál es la relación entre ellas.

PRACTICA N° 2

EQUILIBRIO LIQUIDO-VAPOR EN SISTEMAS LIQUIDOS BINARIOS.

I. OBJETIVOS

Determinar el equilibrio entre el líquido y el vapor en sistemas líquidos binarios. Describir el comportamiento del equilibrio de los sistemas líquidos binarios por medio de

diagramas de equilibrio.

II. FUNDAMENTOS.

En la industria farmacéutica se emplean diferentes mezclas de sustancia líquidas miscibles, ya sea para preparar un medicando o para extraer un principio activo de las materias primas. Debido a esto es necesario conocer el comportamiento de esas mezclas, tanto en forma física como química, al ser sometida a condiciones de elevación de temperatura o cambios de presión externas.

Cuando se tienen mezclas de líquidos que son miscibles entre sí, al someterlas a calentamiento y alcanzar la temperatura de ebullición de la mezcla, el vapor saturado de la misma contendrá una cantidad proporcional de cada uno de los componentes de acuerdo a la temperatura que se tenga. Sin embargo puede existir algún componente que no esté presente en el vapor debido a que dicha temperatura está por debajo de su temperatura de ebullición, este hecho es utilizado para separar una mezcla en sus componentes. Para poder realizar la separación, es necesario conocer bien la composición de la mezcla y aplicar las leyes correspondientes.

Ley de Raoult.

Para disoluciones extremadamente diluidas, la presión parcial del disolvente en función de la composición es:

p1 = p1º x1 = p1º(1-x2)

Donde:

p1 = presión parcial del disolvente en el vapor.

p1º = presión de vapor del disolvente puro

x1 = fracción molar del disolvente

x = fracción molar del soluto.

Son pocas las mezclas de líquidos que cumplen con esta ley a concentraciones arbitrarias (desde 0 a 1 de fracción mol) y a dichas mezclas se les llama disoluciones ideales. Sin embargo al aumentar la temperatura y cuando la presión del vapor saturado de la disolución es muy grande, la ecuación de la ley de Raoult se torna inexacta debido al aumento de las desviaciones del vapor de las leyes

de los gases ideales, estas desviaciones pueden ser positivas ó negativas y para su estudio se considera la fugacidad de las sustancias en lugar de la presión.

f1 = f1º x1 = f1º (1-x2)

Donde:

f1 = fugacidad del componente 1

f1º = fugacidad del componente 1 puro

x1 = fracción molar del componente 1

x2 = fracción molar del componente 2

A las disoluciones que cumplen la ecuación anterior se les llama disoluciones ideales perfectas.

La composición de una disolución ideal y el vapor saturado de la misma, son diferentes, es decir x ≠ xv, donde xv es la fracción molar del componente en la fase de vapor saturado y x es la fracción mol del mismo componente en la fase líquida. La relación de ambas composiciones es:

Donde:

y = fracción mol del soluto en el vapor saturado

x = fracción mol del soluto en la disolución líquida.

a = relación p2º/p1º de los componentes puros

p1º = presión de vapor del disolvente puro

p2º = presión de vapor del soluto puro

Para una mejor identificación de las fracciones mol en cada fase xy=y, lo que evita la confusión de ambas fracciones.

El potencial químico de las disoluciones binarias en equilibrio con su vapor a una temperatura dada, será:

µi = µi(vapor)

Donde:

µi = potencial químico del componente i en la fase líquida.

µi(vapor) = potencial químico de i en la fase de vapor.

Para una disolución ideal:

µi = µiº (T,P) + RTlnxi

Donde:

µiº (T,P) = potencial químico del líquido i puro

R = constante universal de los gases

T = temperatura absoluta de la disolución

xi = fracción molar del componente i en la disolución

Por lo tanto la energía libre, la entropía y la entalpía para una mezcla binaria ideal serán:

∆Gmez = nRTΣixilnxi

∆Smez = -nRΣixilnxi

∆Hmez = 0

∆Vmez = 0

Material y reactivos.

10 matraces erlenmeyer de 100 mL

1 refrigerante recto con mangueras látex

1 matraz balón de 50 mL

10 tubos de ensayo con tapón

1 termómetro de -10 a 110 ºC conexiones de vidrio

3 pinzas para matraz

1 parrilla eléctrica

1 soporte universal

Refractómetro

Tolueno

Benceno

Acetona

Etanol absoluto

Agua destilada.

Desarrollo Experimental

Preparar las siguientes disoluciones (el volumen total debe ser de 20 mL):

No. de Matraz 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10% Tolueno 0 5 10 25 40 50 65 80 90 100%Benceno 100 95 90 75 60 50 35 20 10 0

No. de Matraz 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10% Benceno 0 5 10 25 40 50 65 80 90 100% Acetona 100 95 90 75 60 50 35 20 10 0

No. de Matraz 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10% Agua Destilada 0 5 10 25 40 50 65 80 90 100

% Etanol 100 95 90 75 60 50 35 20 10 0

Nota: es recomendable que cada equipo de alumnos, realice la determinación de una serie de disoluciones ya que el procedimiento es el mismo, sin embargo el reporte de la práctica es de los tres sistemas.

Medir el índice de refracción del contenido de cada matraz, así como las densidades de los líquidos puros (se pueden utilizar los valores reportados en la literatura). La densidad y el índice de refracción se determinan de acuerdo al procedimiento seguido en la práctica N° 1. Determinar la temperatura a la que se hace la determinación.

Determinar el punto de ebullición de cada una de las disoluciones, de acuerdo con el siguiente procedimiento:

Armar el aparato de destilación de acuerdo con las instrucciones del profesor (Figura 1).

Introducir el contenido del primer matraz en el matraz bola de calentamiento, el bulbo del termómetro deberá estar sumergido en el líquido, tapar y asegurarse de que no existan fugas.

Calentar el matraz lentamente, al alcanzar la temperatura de ebullición, se registra la temperatura cuando condense la primera gota, en un tubo de ensayo se reciben 10 a 15 gotas del condensado y se registra la temperatura al caer la última, inmediatamente se tapa el tubo y se coloca en un recipiente con agua fría.

Se suspende el calentamiento y el residuo se transfiere al matraz original.

Se repite la secuencia anterior para todas las disoluciones, no es necesario lavar el material de vidrio después de la determinación de la temperatura de ebullición, se puede dejar que se evapore el líquido adherido a la pared de matraz antes de agregar otra disolución.ç

RESULTADOS

DisolventeDensidad

(g/mL)BencenoToluenoAcetona

Agua DestiladaEtanol

Tabla N° 1: Registro de las densidades de los disolventes puros.

Nota: Los resultados de los índices de refracción, temperaturas de ebullición se registran en las tablas respectivas.

ANALISIS DE RESULTADOS

Determinar la fracción mol de cada componente de una mezcla. Para esto se determino la densidad y el volumen de los líquidos puros.

Construir la gráfica de la curva de calibración empleando los datos de índice de refracción y la fracción mol de uno de los componentes de la disolución.

Interpolar los índices de refracción de cada líquido (condensado y residual) en la curva de calibración, para determinar la composición en fracción mol de las mezclas.

Construir la gráfica de composición de las disoluciones residuales en fracción mol contra la temperatura media del punto de ebullición (se promedian las temperaturas de ebullición).

Construir la gráfica de composición en el vapor (líquido condensado) en fracción mol contra la temperatura media de ebullición (se promedian las temperatura de ebullición).

Nota: es conveniente que las dos gráficas (líquido residual y vapor condensado) se realicen en la misma hoja.

Construir la gráfica de composición del líquido contra la composición del vapor. La secuencia anterior se realiza para cada uno de los tres sistemas binarios de la práctica. Discutir como se efectuaría una separación de una mezcla de líquidos en base a los

resultados. Indicar en la gráfica como se representarían las etapas de separación (platos teóricos), de

la separación de los líquidos. Discutir las diferencias del comportamiento de los sistemas binarios empleados en la

práctica.

CONCLUSIONES

¿Sé cumplieron los objetivos de la práctica? En base a los experimentos realizados. ¿Qué se puede concluir sobre la relación entre las propiedades estudiadas y la estructura

molecular de las sustancias empleadas en la práctica? ¿Existe congruencia entre los experimentos realizados y la teoría correspondiente? Explica que sistemas binarios se emplean en el área farmacéutica. ¿Qué sugiere para obtener resultados más confiables y precisos?

PRÁCTICA No. 3

CINÉTICA ENZIMÁTICA: DETERMINACIÓN DE LOS PARÁMETROS CARACTERÍSTICOS

I. OBJETIVO

Demostrar mediante la realización de una reacción enzimática clásica, el efecto que tiene la concentración de sustrato sobre la velocidad de la reacción. Además, comprobar que la reacción enzimática a realizar concuerda con los postulados de Michaelis y Menten. Para ello, el estudiante deberá comprender y determinar valores de Km y Vmax.

II. FUNDAMENTOS.

En la hidrólisis enzimática de la urea en disolución acuosa se producen dióxido de carbono y amoníaco, cuyos iones aumentan la conductividad de la disolución. La velocidad del proceso se determina por medidas conductimétricas a diferentes concentraciones de sustrato.

El mecanismo general de la catálisis enzimática suele representarse en la forma:

E + S E S P + E (E = Enzima S = Sustrato P = Productos)

cuya velocidad inicial, V, viene dada por la ecuación de Michaelis-Menten:

La Ecuación 1 puede transformarse en la inversa, denominada también representación de Lineweaver-Burk:

MATERIAL Y RECTIVOS.

6 Erlenmeyer 250 mL 2 Vasos de precipitados altos de 100 mL Pipeta graduada de 25 mL Pipeta automática de 200 µL (0.2 mL) Probeta de 100ml

Urea Disolución de Ureasa en Glicerol 50%, 1000 U/mlConductímetro

DESARROLLO EXPERIMENTAL

Preparar disoluciones de urea con arreglo al siguiente esquema:

Erlenmeyer Disolución [ S] = Concentración

Preparación

1 1 0.4 0.4g urea+ 100 ml H2O2 2 0.2 50ml Disolución 1 + 50 ml H2O3 3 0.1 50ml Disolución 2 + 50 ml H2O4 4 0.05 50ml Disolución 3 + 50 ml H2O5 5 0.025 50ml Disolución 4 + 50 ml H2O6 6 0.0125 50ml Disolución 5 + 50 ml H2O

Colocar 40 ml de la disolución 1 en un vaso de precipitados, añadir una barra magnética, colocar el vaso en el agitador e introducir el electrodo del conductímetro.

Añadir 0.2 ml de disolución de ureasa. Medir la conductividad de la disolución a los tiempos marcados en la tabla. Repetir la operación con todas las disoluciones.

ANALISIS DE RESULTADOS

Calcule según su método de preferencia (por ejemplo, recta de mejor ajuste) los valores de 1/V y 1/S. A partir de estos valores calcule según el método de su preferencia (por ejemplo el método de LineweaverBurk), el valor de Vmax y Km.Además, no olvide mostrar todos los cálculos realizados y rotular debidamente el gráfico a presentar.Indique si la dependencia de Vo con la concentración de sustrato sigue la cinética propuesta por Michaelis-Menten y cuál sería el mecanismo cinético específico de reacción.

CONCLUSIONES

Evaluar el comportamiento de sus resultados con sus objetivos de la práctica.En caso de que los parámetros no tuviesen congruencia teórica justificar por qué ha sucedido de esa manera y plantear medidas correctivas.

PRACTICA N° 4ISOTERMA DE ADSORCION DE GIBBS.

I. OBJETIVOS

Determinar el efecto de la adición de alcoholes sobre la tensión superficial del agua. Determinar la isoterma de adsorción de Gibbs para la adición de diferentes alcoholes al

agua. Comprender el concepto de adsorción en superficies líquidas.

II. FUNDAMENTOS.

El formalismo termodinámico clásico desarrollado para la descripción de los fenómenos de adsorción se basa en el concepto de equilibrio y en el modelo de la superficie divisora de Gibbs. Si bien el modelo de Gibbs tiene ventajas importantes, particularmente un formalismo simple que considera la capa adsorbida como una fase, también exhibe algunas particularidades, como: la utilización de cantidades de exceso relativas cuyo significado puede ser difícil de comprender, esencialmente cuando se intentan relacionar estas magnitudes con las cantidades adsorbidas en la interfase y la ubicación del plano de Gibbs, con volumen cero, sobre la superficie del sólido.

La adsorción es el enriquecimiento (adsorción positiva o simplemente adsorción) o agotamiento (adsorción negativa) de uno o más componentes en una interfase o capa interfacial. En este proceso la especie que se va a adsorber es el adsortivo, que en el estado adsorbido recibe el nombre de adsorbato. Cuando una de las fases involucradas en la adsorción es sólida, a esta se le llama adsorbente.1,2La adsorción es física cuando la naturaleza de las interacciones moleculares entre el adsorbente y el adsorbato es de corto alcance, por esto a procesos que promuevan el enriquecimiento de un componente en una interfase debido a fuerzas de largo alcance, como son las fuerzas gravitacionales (fenómenos de sedimentación), no se les considera adsorción.3Una de las mayores dificultades cuando se plantean modelos para describir cuantitativamente los fenómenos de adsorción, es el desconocimiento de cómo varían las concentraciones de las especies entre la superficie del sólido y el seno de la fase fluida. G. W. Gibbs en 1877 introdujo el concepto de exceso de superficie haciendo referencia a la cantidad de cada componente en la superficie ó simplemente la cantidad adsorbida.2 Para formalizar esta cantidad Gibbs planteó estudiar el proceso de adsorción en un sistema de referencia dividido en dos zonas por una superficie imaginaria, la superficie divisoria de Gibbs o GDS, de volumen cero, la cual es paralela a la superficie del adsorbente. El sistema de referencia ocupa el mismo volumen que el sistema real y las concentraciones de cada uno de los componentes en solución son constantes en función de la distancia desde el seno de la fase fluida hasta la GDS.1,4,5 En la Figura 1a se ilustra el perfil de concentración de una mezcla binaria en un sistema con capa interfacial de volumen diferente de cero, y en la Figura 1b el correspondiente modelo de referencia de Gibbs con GDS.

Para el sistema de referencia Gibbs definió los potenciales termodinámicos de superficie, Pσ, como aquellos correspondientes a la fase superficial GDS, de la siguiente manera

donde P es para el sistema total de adsorción, Ps para el adsorbente y Pf para la fase fluida.Antes de continuar con el desarrollo del formalismo termodinámico de Gibbs para los fenómenos de adsorción, es necesario definir las siguientes cantidades:Concentración de exceso superficial, Γ, definida como la cantidad de exceso de superficie por unidad de área,

donde A es para el área superficial y nσ es la cantidad de componente adsorbida en la GDS.Área específica de superficie, asp, definida como el área superficial, A, por unidad de masa del adsorbente, ms,

Cantidad de exceso de superficie específica, , la cual expresa la cantidad de exceso de cada componente en la superficie por unidad de masa de adsorbente

En el equilibrio la cantidad de exceso de superficie específica es función de la presión, p, o concentración de equilibrio, C, de cada componente en la fase fluida y de la temperatura del sistema de adsorción

A la Ecuación 5 se le denomina isoterma de adsorción del componente y es la ecuación fundamental para la descripción termodinámica de los estados de equilibrio del fenómeno de adsorción, a partir del comportamiento de cada componente en la fase fluida.

MATERIAL Y RECTIVOS.

20 tubos de ensayo con tapón de rosca 1 gradilla 1 trampa de humedad 1 vaso de precipitados de 100 ml 1 soporte universal 1 rejilla con asbesto 1 anillo metálico 1 pipeta pasteur 1 vernier

1 pipeta de 5 ml 1 pipeta de 0.1 ml 1 picnómetro o matraz aforado de 10mL Etanol n-propanol n-butanol n-pentanol Agua destilada

DESARROLLO EXPERIMENTAL

Calibrar el dispositivo para determinar tensión superficial por el método del ascenso capilar empleando agua destilada como líquido de referencia.

Mediante el método del ascenso capilar, determinar la tensión superficial de cada una de las soluciones que se indican en la tabla. Registrar la temperatura a la que se llevó a cabo el experimento.

Determinar mediante un picnómetro la densidad en g/cm3, de cada una de las disoluciones.

RESULTADOSEtanol

No. Tubo

Etanol 0.8 M

(ml)

Agua(ml)

Concentración(mol/ml)

Altura

(cm)

(din/cm)

mp(g)

ms(g)

ρ (g/cm3)

1 3 122 6 93 9 64 12 35 15 0

Propanol

No. Tubo

Etanol 0.4 M

(ml)

Agua(ml)

Concentración(mol/ml)

Altura

(cm)

(din/cm)

mp(g)

ms(g)

ρ (g/cm3)

1 3 122 6 93 9 64 12 35 15 0

Butanol

No. Tubo

Etanol 0.8 M

(ml)

Agua(ml)

Concentración(mol/ml)

Altura

(cm)

(din/cm)

mp(g)

ms(g)

ρ (g/cm3)

1 3 122 6 93 9 64 12 35 15 0

Pentanol

No. Tubo

Etanol 0.2 M

(ml)

Agua(ml)

Concentración(mol/ml)

Altura

(cm)

(din/cm)

mp(g)

ms(g)

ρ (g/cm3)

1 3 122 6 93 9 64 12 35 15 0

Construir las gráficas de tensión superficial (ordenadas) contra concentración (abscisas) para cada uno de los alcoholes empleados. Determinar valores de dγ/dlnc a partir de una gráfica de tensión superficial contra lnc.Reportar el coeficiente de correlación.Elaborar una gráfica que represente la variación del exceso superficial (ordenadas) con respecto al número de átomos de carbono presentes en el alcohol.Estimar el valor de la superficie de una molécula de alcohol, para cada caso.Calcular el error relativo, en base a datos reportados en la bibliografía.

ANALISIS DE RESULTADOS¿Cómo es el comportamiento de la tensión superficial del agua en relación al tipo de alcohol utilizado?¿Cuál es el signo de Γ de acuerdo a sus resultados y qué significa este hecho?

¿Qué tendencia, en cuanto al exceso superficial serefiere, se observa al incrementarse el tamaño de la cadena hidrocarbonada del alcohol?¿Cómo varía la superficie del alcohol en función del tamaño de la cadena hidrocarbonada? ¿Hay diferencias significativas?CONCLUSIONES

¿Se cumplieron los objetivos de la práctica?¿Qué sugiere para obtener resultados más precisos?¿ Qué utilidad tiene en su especialidad el manejo de los conceptos aprendidos en estapráctica ?