Guias de Laboratorio Fcoqca Ambiental (1)

Universidad Nacional Abierta y a Distancia-UNAD

Escuela de Ciencias Agrícolas , Pecuarias y del Medio Ambiente-ECAPMA Programa de Ingeniería Ambiental-IA

LABORATORIOS DE FISICOQUÍMICA AMBIENTAL

ELABORADO POR: Jairo Enrique Granados Moreno., MSc. Docente Ocasional-Tutor ECAPMA

PRÁCTICA 1. DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA MOLAR DE DISOLUCIÓN (ΔHsn) Y

ENTROPÍA DE UNA MEZCLA BINARIA (ΔSm)

OBJETIVOS:

1. Hallar la capacidad calorífica de un calorímetro (C ) , mediante el balance de calor

establecido en la mezcla de masas de agua a diferente temperatura

2. Determinar el calor de producido en la disolución de Hidróxido de Sodio en agua

3. Calcular la entalpía de molar de disolución y el cambio entrópico molar de la mezcla en

el proceso anterior

4. Encontrar el porcentaje de error del ΔHsn encontrado en esta experiencia.

FUNDAMENTO TEÓRICO

La capacidad calorífica (C), como propiedad extensiva de una sustancia, indica la

cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una

determinada cantidad de sustancia, su valor se halla mediante la ecuación: C=mce,

ahora, Si se conoce el calor específico (ce) y la cantidad de una sustancia, entonces el

cambio en la temperatura de la muestra (Δt) indicará la cantidad de calor (q)1 que se ha

absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuación para calcular el cambio de

calor es:

q = mcΔt

donde m es la masa de la muestra y Δt es el cambio de la temperatura:

1 q es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos





Δt = tfinal – tinicial

El calor liberado o absorbido por reacciones que se mantienen bajo presión constante

puede relacionarse a una propiedad que se llama entalpía y se le da el símbolo de H, es

una propiedad extensiva y depende de la cantidad de materia.

Para una disolución ó mezcla de dos componentes, La entalpía molar de disolución

(ΔHsn), corresponde al calor que libera ó absorbe un sistema cuando se añade a

temperatura y presión constantes, 1 mol de soluto a una cantidad suficiente de un

disolvente para producir una solución de la concentración deseada (Levine I.,1996); esta

magnitud se expresa así:

ΔHsn=

Donde Qsn es el calor de disolución y n representa el número de moles del soluto añadido.

En esta práctica, se evaluará ΔHsn, en un proceso de disolución acuosa de NaOH.

Para este propósito se añadirá una cantidad conocida de hidróxido de sodio en un

volumen fijo de agua .Midiendo subsecuentemente las temperaturas final e inicial del

sistema y Con base en los datos del calorímetro, se realizará un balance de calor para

determinar la entalpía molar de disolución, de acuerdo a la siguiente ecuación :

Qliberado = -(Qcalorímetro + Qsn)

Donde :

Qcalorímetro= C.∆T = C (T2-T1) y Qsn= msnCsn ∆T





C, representa la capacidad calorífica del calorímetro ó vaso Dewar y se halla:

C=mcce (mc indica la masa del calorímetro y ce= calor específico del recipiente ,

el cual se determina en la etapa de calibración)

Finalmente, la entalpía molar se halla así: ΔHsn=

Adicionalmente con base en este procedimiento, se puede calcular el valor de la entropía

de mezcla(ΔSm) ó de solución , de la siguiente forma:

ΔSm=2,303.nstoCsnlog

Recordando que Csn es el calor específico de la solución, el cual habitualmente es muy

parecido al del agua pura

MATERIALES

Calorímetro (Vaso Dewar, termo ó recipiente de icopor), Beaker (vaso de precipitado),

Probeta graduada de 100mL , Termómetro, Balanza analítica

REACTIVOS

Hidróxido de sodio en lentejas, Agua destilada

PROCEDIMIENTO:

1. Calibración del calorímetro ó vaso Dewar





Lavar y secar el vaso Dewar (dejarlo secar al aire libre para que tome la

temperatura ambiente), pesarlo en la balanza y registrar como :mc

En un beaker calentar 100 mL de agua hasta alcanzar 80°C (T1)

Alistar 100mL de agua en otro beaker, medir su temperatura (T) y adicionarla al

calorímetro ó vaso Dewar, taparlo y tomar lecturas de la temperatura del agua

cada minuto, durante 5 minutos, hasta que permanezca constante ,registrar como

T0

Después de transcurrido este tiempo , agregar los 100mL de agua que están a

80°C, tapar inmediatamente el vaso Dewar, agitar y leer la temperatura de la

mezcla cada minuto durante 5min ,verificando que la temperatura de equilibrio

,permanece constante ; registrar este último valor como : Teq

TABLA DE DATOS

Sustancia TEMPERATURA (°C)

T T1 T0 Teq Agua(ambiente) ___ ___

Agua caliente ____ ____ ___ Mezcla ____ ____ ____

Calorímetro mc =

CÁLCULOS

A partir de las temperaturas T y T1 y utilizando la siguiente ecuación:





d=

encontrar la densidad de las masas de agua utilizadas en la mezcla

Teniendo en cuenta el volumen de agua, adicionado al calorímetro y la densidad,

hallar la masa en gramos de cada muestra . registrar así: m1 para el agua a

temperatura ambiente ( T ) y m2 para el agua caliente( T1)

Con base en la ecuación de balance de calor:

Q ganado=-Q cedido

donde:

Q ganado = es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temperatura

ambiente

Q cedido= es el calor perdido por la masa de agua caliente.

Se tiene que:

mcCe(Teq- T0) + m1CH2O(Teq- T0)=-m2CH2O(Teq- T1)

De esta expresión se debe despejar Ce y luego reemplazar los datos obtenidos.

Con el valor de Ce y la masa del calorímetro, calcular su capacidad calorífica C

2. Entalpía molar de disolución del hidróxido de sodio en agua.

Alistar el calorímetro, lavar y secarlo





Pesar exactamente en un vidrio de reloj 2 g de NaOH (anotar como mNaOH ), medir

su temperatura :T1

Adicionar 200mL de agua destilada al calorímetro, taparlo e inmediatamente

registrar la temperatura del sistema cada minuto durante 5 min, hasta que

permanezca constante (T0), anotarla en su tabla de datos

Después de transcurrido este tiempo , agregar el NaOH rápidamente al calorímetro

utilizando una varilla de vidrio, tapar inmediatamente el vaso Dewar ,agitar

vigorosamente y leer la temperatura de la mezcla cada minuto durante 10 min

,verificando que el sistema alcance la temperatura de equilibrio permaneciendo

constante ; registrar este último valor como : Teq , en su tabla de datos

Desocupar, lavar y escurrir el calorímetro.

TABLA DE DATOS

Sustancia

TEMPERATURA (°C)

T T1 T0 Teq

Agua(ambiente) ____ ___ ___

NaOH ____ ____ ___

Disolución ____ ____ ____

Calorímetro mc =





CÁLCULOS

A partir de la temperatura T0 y utilizando la siguiente ecuación:

d=

encontrar la densidad de la masa de agua adicionada al calorímetro

Con base en la ecuación de balance de calor:

Q ganado=-Q cedido= Qsn

donde:

Q ganado=es el calor ganado por el calorímetro y la masa de agua a temp

ambiente (T0)

Q cedido= es el calor desprendido por efecto de la disolución del NaOH

Se tiene que:

Qsn =-( C (Teq- T0) + mNaOHCH2O(Teq- T1))

El calor cedido en el proceso hará que aumentará la temperatura del agua, del

calorímetro y del propio NaOH. La aproximación que se hace es considerar el calor

específico del hidróxido similar al del agua (CH2O =1cal /g.°C= 4,18 J/g.ºC).





Teniendo en cuenta el valor hallado de Qsn y el número de moles de Hidróxido

de sodio adicionado al calorímetro , calcular la entalpía molar de disolución , así:

ΔHsn=

Calcular la molaridad (M) de la disolución estudiada.

Compara el valor obtenido con lo reportado en literatura y calcular el porcentaje de

error. Analizar las posibles causas de error.

Con base en la información de los numerales anteriores, determinar la entropía de

la mezcla , según la ecuación:

ΔSm=2,303.nNaOH Csnlog

TABLA DE RESULTADOS

Material INDICADORES

C M ΔHsn ΔSm

Calorímetro ______ _______

NaOH aq ______

GRÁFICAS





Elaborar un diagrama de barras que muestre los resultados obtenidos

DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS

Analice, discuta y confronte los resultados obtenidos , con su revisión de literatura

CONCLUSIONES

Plantear por lo menos 4 conclusiones finales relacionadas con lo diScutido en los

resultados de la práctica.

CUESTIONARIO

1. Consultar los tipos de calorímetro y sus características fisicoquímicas.

2. ¿Qué significa calor diferencial de una solución?

3. ¿Cuáles son las aplicaciones industriales de la entalpía molar de disolución?

4. ¿Cuál es el papel fisicoquímico que desempeñan los iones Na+aq y Cl-aq en el

proceso de disolución?

5. Hallar el calor de disolución del NaOH en agua, cuando al disolver 1,2g de NaOH

sólido en 250 mL, la temperatura de la disolución se incrementa en 1,24 ºC. Así

mismo, calcular la entalpía molar de disolución del NaOH.

BIBLIOGRAFÍA

Levine Ira N.(1996) Fisicoquímica , Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid, España

Romero C y Blanco L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio.

Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C

Castellan W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda edición





PRÁCTICA 2. DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE

LOS GASES OBJETIVOS

1. Recolectar gas carbónico a partir de la reacción entre el ácido clorhídrico y el carbonato

de calcio

2. Establecer la relación entre el número de moles(n) y el volumen de CO2 (V) producido

en condiciones de P y T constantes

3. Determinar por método gráfico y estadístico la constante R de los gases, a partir de la

pendiente de la recta de V contra n

4. Hallar el porcentaje de error del valor de la constante universal de los gases calculada

en esta experiencia.

FUNDAMENTO TEÓRICO

Relación del volumen con el Número de moles

Teniendo presente que 1mol de oxígeno pesa 32 g, contiene 6,02x1023 moléculas y ocupa

un volumen de 22,414L en condiciones normales, luego 2 moles de oxígeno pesarán 64g,

poseerán 12,04x1023 moléculas y ocuparán un volumen de 44,828 L en condiciones

normales.

De lo anterior se puede deducir que el volumen de un gas varía directamente proporcional

al número de moles del mismo, es decir, V α n ó también:

Por lo tanto, su relación gráfica será una línea recta, como lo muestra en la siguiente

figura:





Ecuación de estado para un Gas Ideal

La ley combinada nos indica que: V α T/P y además, partiendo del principio de Avogadro

se obtiene : V α n , Combinando estas proporcionalidades, se halla que:

T

ó también: =

T

, Despejando K, s e obtiene: =

Ahora, si se analiza el valor de K en condiciones normales o estándar para n= 1 mol de gas

,se obtiene lo siguiente:

V

n

atm ,

mol ,

atm

mol

R se denomina la constante universal de los gases, esto significa que:

Gráfica 1. Relación entre V y n con P y T constantes





V

n ó V n

Esta es la famosa ecuación de estado de los gases ideales, una de las más importantes en

fisicoquímica, ya que establece la relación directa entre presión, volumen, número de

moles y temperatura de un gas , permitiendo el cálculo de cualquiera de las 4 variables (

P, V n, T ),sí se conoce el valor de tres de ellas.

De la ecuación de estado, se puede demostrar que :

Por lo tanto, al obtener la gráfica de V contra n y linealizarla por el método estadístico de

los mínimos cuadrados, se hallará la pendiente (m) , la cual equivaldrá a la expresión

;

de ésta relación se puede despejar el valor de la constante R, así:

Como: m=

entonces R=

, luego al reemplazar los valores de la pendiente de la

recta, lo mismo que presión y temperatura del gas y ajustando las respectivas unidades, se

hallará R

El error relativo porcentual, se calcula así:

%Error =

Valores de R

La constante universal de los gases puede expresarse en un conjunto de unidades,

dependiendo de las que se le asignen a la presión y el volumen. Además, R puede

relacionarse con unidades de trabajo y energía. Estos valores se resumen en la siguiente

tabla:





Tabla 1. Valores de la constante universal de los gases expresada en diferentes unidades.

VALORES DE R UNIDADES

0,082 Litros-atm / mol x grado kelvin

8,31 Joules / grado Kelvin

1,98 Calorías / mol x grado Kelvin

8,31 x 107 Ergios / mol x grado Kelvin

10,73 psia= pie cúbico / lb mol x grado Rankine

En esta experiencia, se estudiará la relación entre volumen y número de moles de CO2 ,

generado a partir de la reacción química entre el HCl y el CaCO3 (también se puede utilizar

NaHCO3). La ecuación es la siguiente:

2HCl(aq) + CaCO3(s) CO2(g) + H2O(l) + CaCl2(aq)

Para lograr el objetivo propuesto, se harán reaccionar cantidades diferentes de CaCO3 en

un volumen fijo de HCl 2N, luego se recolectará el gas en una cuba hidroneumática,

donde se medirá el volumen de desplazamiento y la temperatura.

MATERIALES

Balón de fondo plano con desprendimiento lateral, Tapones de caucho horadados,

manguera con acople de vidrio, espátula metálica, probeta graduada de 500mL ,beaker

grande de 1 L, termómetro, balanza analítica

REACTIVOS

Carbonato de calcio ó bicarbonato de sodio

Ácido clorhídrico 2N

Agua destilada

PROCEDIMIENTO





Alistar el montaje que se muestra a continuación:

Figura1. Montaje de cuba hidroneumática para obtener gas carbónico

Llenar completamente la probeta con agua destilada e invertirla sobre el beaker

que también contiene agua hasta más o menos ¾ partes de su volumen (se puede

utilizar también una cubeta de plástico). Es importante que no queden burbujas en

el agua de la probeta y que ésta permanezca llena hasta el fondo de la misma.

Pesar cuidadosamente, sí es posible en balanza analítica , más ó menos : 0,1g ;

0,2g ; 0,4g ;0,8g y 1,2 g de CaCO3

Adicionar 200mL de HCl 2N en el balón de fondo plano, luego agregar 0,1g de

CaCO3 (w1), tapar, conectar inmediatamente la manguera y recolectar el CO2

mediante el desplazamiento del agua en la probeta. Cuando la reacción cese,

entonces medir el volumen (V1) de gas producido.

Tomar la probeta, tapar la boca con la mano, introducir cuidadosamente el

termómetro y medir la temperatura (T1) del gas, registrar en la tabla de datos.

Desocupar el balón , lavarlo ,secarlo y adicionarle otros 200mL de HCl 2N

Agregar al balón nuevamente 0,2 g de CaCO3 (w2), realizar el mismo montaje que

se explicó anteriormente y medir volumen (V2) de CO2 y la temperatura (T2) de

éste en la probeta.

Repetir el procedimiento con las demás cantidades de CaCO3 y medir laos

respectivos volúmenes y temperaturas del CO2 obtenido, registrar estos valores en

la tabla de datos.





TABLA DE DATOS

Tabla 2. Volúmenes y temperaturas de CO2 obtenidos en las 5 experiencias

Experimento W CaCO3 (g) V CO2 (mL) T (°C)

1 0,1 V1 T1

2 0,2 V2 T2

3 0,4 V3 T3

4 0,8 V4 T4

5 1,2 V5 T5

CÁLCULOS

A partir de los gramos de CaCO3 adicionados y teniendo en cuenta la

estequiometria de la reacción, Calcular las moles de CO2 producidas en cada

experiencia.

Consultar la presión atmosférica de la región , lo mismo que la presión de vapor

del agua a la temperatura trabajada y encontrar la presión del gas carbónico. Es

decir:

PCO2 =Patmosférica – PVapor de H2O Con base en las temperaturas medidas en cada experimento, sacar un promedio

(Tprom) Completar la siguiente tabla:





Experimento n CO2 (moles) VCO2 (mL) Tprom (K) P CO2 (atm)

1

2

3

4

5

Graficar Volumen contra número de moles de CO2 ,

Linealizarla por el método estadístico de los mínimos cuadrados , encontrar la

pendiente(m) y el coeficiente de correlación (r2)

Teniendo en cuenta la pendiente de la recta, lo mismo que temperatura promedio

y presión del gas carbónico , calcular la constante universal de los gases (R)

Hallar el porcentaje de error, del valor obtenido experimentalmente para R

GRÁFICAS

Mostrar las respectivas gráficas de V contra n

DISCUSIÓN E INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS

Analice, discuta y confronte los resultados obtenidos, con su revisión de literatura.

CONCLUSIONES

Plantear por lo menos 4 conclusiones finales relacionadas con lo discutido en los

resultados de la práctica.

CUESTIONARIO

1. ¿Cuáles son los principales factores de error en este experimento?





2. Calcular el rendimiento ó eficiencia de la reacción química en cada

experimento ,promediar los valores y analizar el resultado

3. ¿Cuál será la relación entre volumen y número de moles para un gas real ó no

ideal?

4. ¿Cuáles son las principales ecuaciones de estado de los gase reales ó no

ideales?

BIBLIOGRAFÍA

Levine Ira N.(1996) Fisicoquímica , Ed McGraw-Hill, cuarta edición. Madrid, España

Romero C y Blanco L (1996).Tópicos en química básica, experimentos de laboratorio.

Academia Colombiana de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales. Bogotá D.C

Castellan W., Fisicoquímica,(1987) , Pearson Educación, México D.F , Segunda edición

Granados J.,(1999),Fisicoquímica aplicada. Ed antropos, UNAD, facultad de ciencias

agrarias , segunda edición. Bogotá D C





PRÁCTICA 3. CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO,

POR MEDIO DEL HCl CONCENTRADO.

OBJETIVOS:

1. Estudiar la cinética de la reacción entre el tiosulfato de sodio y el ácido clorhídrico,

a partir de soluciones estándar de tiosulfato y manteniendo constante la

concentración del HCl durante el proceso.

2. Encontrar el orden de reacción (n), con respecto al tiosulfato, lo mismo que la

constante específica de velocidad ( ) por el método diferencial de Jacobus Van’t

Hoff.

3. Determinar el semiperiodo o período de vida media (t1/2) para esta reacción.

4. Hallar la energía de activación (Ea) y el factor de frecuencia (A) de esta reacción,

aplicando la ley de Arrhenius

FUNDAMENTO TEÓRICO

El tiosulfato de sodio reacciona con el HCl de acuerdo a la siguiente reacción:

El ácido clorhídrico reacciona con el tiosulfato poniendo en libertad al ácido tiosulfúrico

(H2S2O3), que se descompone instantáneamente en dióxido de azufre, agua y azufre, el

cual se precipita en la solución produciendo u opacamiento de la misma. De esta forma, a

través de la reducción del azufre (2S+2 + 4e- --> 2S°), se puede seguir la cinética de esta

reacción.

La ley de velocidad es:

V * a +n* l+ ; donde l (constante)

Aplicando el logaritmo decimal a ambos lados de la ecuación de velocidad (método

diferencial de Jacobus Van’t off), se obtiene:

o V n o * a + o * l+





Estas ecuación es una expresión lineal de la forma: Y = mX + b, donde, o * a +;

m=n y . Por lo tanto, al graficar LogV contra o * a +, se debe obtener

una línea de pendiente igual al orden de reacción (n) e intercepto b=Log K[HCl]. Esto

significa:

A partir del intercepto, se calcula el valor de la constante específica de velocidad (K):

= HC , entonces

Conociendo este dato (K) y suponiendo que la reacción es de primer orden, se determina

el semiperíodo o período de vida media (t1/2) así:

=

Además, si el proceso se desarrolla a dos temperaturas diferentes, puede encontrarse la

energía de activación de la reacción (Eac) y el factor de frecuencia de colisiones (A),

aplicando la ecuación o el método gráfico de la ley de Arrhenius.

o

ac

,

–

ac





o ac

, o

De la anterior ecuación se puede despejar A , con el fin de sustituír los valores de: energía

de activación , Temperatura y constante específica de velocidad , para hallar el factor de

frecuencia de colisiones.

LISTA DE MATERIALES LISTA DE REACTIVOS

5 Beaker de 80 mL Tiosulfato de sodio

(Na2S2O3) 0,1M

Pipetas graduadas de 5 y 10 mL HCl 1N

4 cronómetros Agua destilada

Termómetros

Baño termostatado o aparato de calentamiento (mechero, trípode, malla de asbesto)

Matraz de 1L

Balanza

PROCEDIMIENTO:

1. Alistar las soluciones de tiosulfato sódico (Na2S2O3)0,1 N y ácido clorhídrico 1N.

2. Lavar 4 erlenmeyers pequeños (80 o 100 mL), rotularlos del 1 al 4 y colocarlos

luego en un recipiente que contenga agua a temperatura ambiente (T1). Registrar

este valor con el termómetro.

3. A partir de la solución de tiosulfato sódico, preparar soluciones 0,05 M;0,025 M y

0,0125M de la siguiente forma:





Beaker [Na2S2O3] mL tiosulfato mL agua destilada

1 0,1 M 10 0

2 0,05 M 5 5

3 0,025 M 2,5 7,5

4 0,0125 M 1,25 8,75

4. Mezclar suavemente las soluciones anteriores.

5. Alistar el cronómetro en ceros y rápidamente agregar al beaker 1, 10 mililitros de

HCl 1N. Medir el tiempo (en minutos o segundos), que tarda la solución en

opacarse totalmente.

6. Repetir el procedimiento anterior, pero colocando los beakers en un baño de hielo.

Registrar la temperatura (T2) y el tiempo en minutos que tardan las soluciones en

opacarse totalmente.

TABLA DE DATOS:

BEAKER [Na2S2O3] (M) TIEMPO (min)

T1(°C) T2(°C)

1 0,1000

2 0,0500

3 0,0250

4 0,0125

CÁLCULOS Y GRÁFICAS

1. Para cada temperatura trabajada (T1 y T2 ), completar la siguiente tabla:





T1(K ) [Na2S2O3] t(min)

Log [Na2S2O3] Log V

0,1000M

0,0500M

0,0250M

0,0125M

2. En una sola hoja milimetrada, y con diferentes colores, trazar las gráficas de Log V

contra Log [Na2S2O3], para cada temperatura.

3. Linealizar las anteriores gráficas por el método de los mínimos cuadrados y a

partir de la pendiente (m) y el intercepto (b), calculados para cada una, encontrar

el orden de reacción (n) y las constantes específicas de velocidad (K1 y K2).

4. Trazar las gráficas corregidas en una hoja milimetrada, indicando la ecuación

respectiva de cada una.

5. A partir de K1 y K2; T1 y T2 , determinar la ENERGÍA DE ACTIVACIÓN en cal/mol;

Kcal/mol y BTU/mol, lo mismo que el FACTOR DE FRECUENCIA (A) para esta

reacción. (utilizar el método algebraico o gráfico de Arrhenius).





6. Trazar la gráfica de Log K contra 1/T y a partir del intercepto (b), encontrar el factor

de frecuencia de Arrhenius (A=antilog (b)). Comparar este valor con el que obtuvo

en 5.Graficar Log[Na2S2O3] contra tiempo, para la temperatura (T1); linearizar por

mínimos cuadrados y por medio de la pendiente, calcular la constante específica

de velocidad (k1) de la siguiente forma:

7. Comparar los valores de k1, hallados en 3 y 7, analizar.

8. Con el valor de K1 encontrado en 7, hallar el período de vida media de la reacción

(t1/2).

9. Trazar la gráfica de [Na2S2O3] contra tiempo, analizar.

TABLA DE RESULTADOS

T (K) n k(min-1) Eac

(cal/mol)

t1/2(min)

T1=

T2=





GRAFICAS

Recuerde que debe presentar las siguientes gráficas:

1. Log V contra Log[Na2S2O3]

2. Log k contra 1/T (K)

3. Log [Na2S2O3] contra t (min)

4. [Na2S2O3] contra t (min)

CUESTIONARIO:

1. A qué temperatura ocurrió más rápida la reacción? Qué tipo de parámetros

obtenidos por usted en esta práctica, justifican su respuesta?

2. ¿Por qué se trabaja con ácido clorhídrico de concentración constante (1M)?

3. ¿qué significados tienen los valores de la energía de activación, el valor de

frecuencia de Arrhenius y el período de vida media, determinados por usted en

este experimento?

4. Cuáles son las principales aplicaciones de la cinética química a nivel industrial?





BIBLIOGRAFÍA

BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.

BROWN, Theodore y LEMAY, Eugene H. Química. Mexico D.F : Prentice Hall, 1987. pág. 895.

CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill Interamericana, S.A, 2002. pág. 732.

CURTIS, Helena. BIOLOGÍA. Buenos Aires : Panamericana, 2001. pág. 1500.

GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá : Arfo Editores Ltda, 1996. pág. 436.

RAMETTE, Richard W. Equilibrio y Análisis químico. Mexico : Fondo Educativo Interamericano, 1983.

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