Variacion de La Solubilidad Con La Temperatura-Informe

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1. RESUMEN

Esta práctica tuvo como objetivo determinar el efecto de la temperatura

sobre la solubilidad de un soluto ligeramente soluble, y calcular el calor

diferencial de la solución cuando está saturada.

Las condiciones experimentales de laboratorio fueron a una presión de

756mmHg, a una temperatura de 25

0

_{C y un % de humedad relativa de}

94.5%.

El principio teórico de la experiencia se basa en: “La solubilidad es la

medida o magnitud que indica la cantidad máxima de soluto que puede

disolverse en una cantidad determinada de solvente y a una

temperatura dada”.

Para analizar como varia la solubilidad con la temperatura, se preparó

una solución sobresaturada, se armo el equipo correspondiente y se

pasó a sacar muestras que fueron valoradas con NaOH.

El calor diferencial que se obtuvo experimentalmente fue

6093.45 cal/ mol, comparado con el teórico 5426.45 cal/mol nos

da un porcentaje de error de 12.3%

Con esta experiencia se verifico la estrecha relación de la temperatura

con la solubilidad que se expresó mediante la molalidad, y el calor

diferencial de disolución. Además de que un aumento de temperatura

produce una mayor saturación de soluto en la solución.

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INTRODUCCION

La solubilidad es una propiedad característica de las sustancias que depende de ciertos parámetros como la temperatura y la presión (para el caso de los gases). Se estudia la solubilidad de ciertos compuestos con el fin de establecer su nivel de solubilidad en un sistema con un solvente o más.

En el caso de la extracción, este procedimiento se utiliza a nivel de laboratorio e industrial. A nivel de laboratorio, la aplicación básica es para remover una sustancia de un líquido o de un sólido mediante la utilización de un solvente orgánico como eter, cloroformo, benceno, tetracloruro de carbono en agua. A nivel industrial se aplica en la remoción de elementos no deseables en el producto final, pero para esto se necesita saber la cantidad de solvente a utilizar y el número de veces que se debe efectuar el ciclo de la extracción, ya que no se debe desperdiciar reactivos ni energía, esta aplicación es

usualmente utilizada en la industria minera, donde se requiere utilizar un solvente apropiada para obtener la sustancia valiosa soluble en dicho solvente.

A nivel industrial se aplica en la remoción de elementos no

deseables en el producto final, pero para esto se necesita saber

la cantidad de solvente a utilizar y el número de veces que se a

de efectuar el ciclo de la extracción, ya que no se debe

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3. PRINCIPIOS TEORICOS.

“La solubilidad es la medida o magnitud que indica la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de solvente y a una temperatura dada”.

La

solubilidad es una medida de la capacidad de disolverse una determinada sustancia ( soluto) en un determinado medio (solvente); implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto disuelto en una dada cantidad de solvente a una temperatura fija y en dicho caso se establece que la solución está saturada. Su concentración puede expresarse en

moles por litro, en gramos por litro, o también en porcentaje de

soluto (m(g)/100 mL) .

No todas las sustancias se disuelven en un mismo solvente. Por ejemplo, en el agua, se disuelve el alcohol y la sal , en tanto que el aceite y la gasolina no se disuelven. En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a este carácter, la sustancia será más o menos soluble; por ejemplo, los compuestos con más de un grupo funcional presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico.

Tipos de soluciones con respecto a la solubilidad. 

 Solución Insaturada: “Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es inferior a la que indica su solubilidad” esta solución se reconoce experimentalmente agregándole una pequeña cantidad de soluto y esta se disolverá.



 Solución Saturada: “Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es igual a la que indica su solubilidad”. Este tipo de solución se reconoce experimentalmente agregándole una pequeña cantidad de soluto y no se disolverá.



 Solución Sobresaturada: “Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es mayor a la que indica su solubilidad”. Este tipo de solución se reconoce experimentalmente por su gran “inestabilidad” ya que al

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agitarla o al agregar un pequeño cristal de soluto (cristal de siembra o semilla de cristal) se provoca la cristalización del exceso de soluto disuelto.

Factores que condicionan o modifican la

solubilidad. La Temperatura:

Este factor solo modifica la solubilidad de solutos sólidos y gaseosos, los líquidos no sufren ninguna alteración en su solubilidad, solo hasta que sean miscibles entre sí (que se mezclen).

En el caso de los sólidos: en general un aumento de la temperatura provocará un aumento de la solubilidad aunque existen casos donde la solubilidad sufre una pequeña variación e incluso casos donde al aumentar la temperatura la solubilidad disminuye.

En el caso de los gases: un aumento de la temperatura produce siempre una disminución de la solubilidad y vise-versa. Si se coloca en un recipiente una pequeña cantidad de bebida gaseosa, al ser calentada, se observa inmediatamente una efervescencia derivada del escape de gas (dióxido de carbono) de la solución. Si se calienta agua, esta pierde el aire disuelto en ella. La Presión:

Este factor no produce alteración alguna en las solubilidades de sólidos y líquidos.

La presión modifica considerablemente la solubilidad de un gas y actúa de la siguiente forma: “Un aumento de la presión producirá siempre un aumento de la solubilidad del gas y vise-versa, siempre que la temperatura permanezca constante” (la temperatura también modifica la solubilidad de un gas. Esta mitificación se conoce con términos matemáticos como “ley de Henry” que dice: “La solubilidad de un gas es directamente proporcional a la presión del gas sobre la superficie del líquido a temperatura constante”.

¿Qué es el calor de diferencial de solución?

Es el calor absorbido cuando un mol de sólido se disuelve en una solución que está prácticamente saturada.

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Recuerde que la solubilidad se define como la máxima cantidad de

soluto que se puede disolver en determinada cantidad de un disolvente

a una temperatura especifica.

La temperatura afecta la solubilidad de la mayor parte de las sustancias.

En la mayor parte de los casos, aunque no en todos, la solubilidad de

una sustancia solida aumenta con la temperatura. Sin embargo, no hay

una correlación clara entre el signo de ∆ H

disol .

_{y la variación de la}

solubilidad con respecto de la temperatura. Por ejemplo, el proceso de

disolución del CaCl

2

es exotérmico y el del N H

4

NO

3

es endotérmico.

Pero la solubilidad de ambos aumenta al incrementarse la temperatura.

En general, el efecto de la temperatura sobre la solubilidad debe

determinarse en forma experimental.

Cuando un soluto difícilmente soluble, se agita con agua hasta que se

satura la solución, el equilibrio establecido entre la fase solida y el soluto

en solución está dado por:

A B

(s)

⟷ A B

(ac)

Para este proceso la constante de equilibrio es:

K

_s

=

a

AB(ac)

a

_AB₍_s₎

=

a

AB(ac)

=

a

¿

(

1)

La ecuación (1), a

AB(s)

=

1 por convención.

La constante de equilibrio ( K

s

) se denomina constante de producto de

solubilidad o simplemente producto de solubilidad. La actividad a

¿

se

relacione son la molalidad( m

s

_{) del soluto mediante el coeficiente de}

actividad γ

s

_{, el cual, a su vez es función de T, P y composición.}

La ecuación (1) deviene en:

(6)

La variación de K con la temperatura a presión constante, viene dada por:

(

∂lnK

∂T

)

P

=

∆ H

0

R T

2

(

3 )

Donde

∆ H

0 es el cambio estándar de entalpia para el proceso de solución.

La variación de K implica por tanto un cambio en

m

s ¿

y

γ

s _.

Tomando logaritmo a la ecuación (2), derivándola con respecto a T, luego multiplicando y dividiendo la expresión por

(

∂ ln m

s

)

_{, e igualándola con (3) se} obtiene:

[

(

∂ l nγ

∂ ln m

_s

)

T , P

+1

]

∂ ln m

s

∂ T

=

∆ H

PS0

R T

2

(4 )

Donde

∆ H

0PS _{es el calor diferencial de solución cuando está saturada a la T y} P dadas.

Cuando el coeficiente de actividad γ , para el soluto, cambia ligeramente con la concentración cercana a la saturación, el término entre corchetes que va a la izquierda de la ecuación (4) se convierte en la unidad, luego:

dlnm

s

dT

=

∆ H

PS0

R T

2

(5 )

E integrando esta expresión, se tiene:

ln m

_s

=

−

∆ H

PS 0

R

(

1 T

)

+

C (6)

O

log

m

s2

m

_s₁

=

∆ H

PS0

2.303 R

(

T

2

+

T

1

T

₂

T

₁

)

(7)

En la cual de considera a

∆ H

0PS _{como independiente de la temperatura, lo} cual es válido generalmente para solutos no electrolíticos.

(8)

Materiales

 6 erlenmeyers de 125ml  1 erlenmeyer de 250ml  1 tubo de prueba mediano

 1 tubo de diámetro grande (chaqueta)  1 agitador metálico

 1 termómetro  1 bureta

 Pipetas aforadas de 10ml  Pequeños tubos de jebe  algodón  Probeta de 25ml Reactivos  Ácido benzoico  Agua destilada  Solución de NaOH ≈ 0.1N  Indicador fenolftaleína Procedimiento experimental

En primer lugar, se lavó y se secó en la estufa todo el material de vidrio; luego en el erlenmeyer de 250ml de limpio, se colocó 0.75g de ácido benzoico y se adicionó aproximadamente 150ml de agua destilada. Enseguida se calentó el sistema preparado con agitación constante hasta disolución completa evitando sobrecalentamiento.

De la solución (solución sobresaturada), se midió 25ml y se colocó en el tubo de prueba, además se armó el equipo que se muestra en la guía y se introdujo en un baño de temperatura inferior en unos 2-3°C a la temperatura a la cual se va a medir la solubilidad de la muestra (25°C). Se mantuvo la muestra en agitación por espacio de 2 a 3 minutos a la temperatura a la cual se estuvo trabajando, se mantuvo el equipo en el baño adecuado. Luego se sacó con la pipeta 2 muestras sucesivas de 10ml y se vertió dentro de erlenmeyers limpios y secos, previamente pesados. Se pesó nuevamente. Se valoró cada una de las muestras de los erlenmeyers con la solución de NaOH previamente valorada con Biftalato de potasio, se usó fenolftaleína como indicador. Se repitió todo el procedimiento para las temperaturas de 20, 15 y 10°C.

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5. TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES.

TABLA 1: CONDICIONES EXPERIMENTALES.

PRESION(mmHg)

TEMPERATURA(

0

_C)

_{H.R. (%)}

756

25

94.5 TABLA 2: DATOS EXPERIMENTALES.

(

¿

0

C)

TEMPERATURA

¿

MUESTRA

W

enlenmeyer

W

enlenmeyer

+

MUESTRA (g)

V

g

NaOH (mL)

30 1 102.2618 113.4173 4.6 2 81.7209 93.1828 4.2 25 1 102.3697 113.4849 3.8 2 100.3262 111.6487 4 20 1 98.9173 109.0437 3.5 2 62.4362 72.4622 3.1 15 1 101.9518 108.0835 1.8 2 84.2092 91.9502 2.1

(10)

TABLA 3: DATOS TEORICOS.

TABLA 4: RESULTADOS EXPERIMENTALES.

TABLA 4.1:

(

¿

0

C)

TEMPERATURA

¿

MUESTRA

W

SOLUCION

(

g)

Eq

C6H5COOH

×10

−4

_W

C6H5COOH

(

g)

30 1 11.1555 3.9698 0.04848 2 11.4619 3.6246 0.04426 25 1 11.1152 3.2794 0.04005 2 11.1225 3.4520 0.04216 20 1 10.1264 3.0205 0.03689 2 10.0260 2.6753 0.03267 15 1 6.1317 1.5534 0.01897 2 7.7410 1.8123 0.02213 TABLA 4.2:

(

¿

0

C)

TEMPERATURA

¿

MUESTRA

W

H2O

×10

3

(

Kg) n

C6H5COOH

×10

4

(11)

2 11.41764 3.62430 0.03174 25 1 11.07515 3.27956 0.02961 2 11.08034 3.45234 0.03116 20 1 10.08951 3.02080 0.02990 2 9.99333 2.67524 0.02677 15 1 6.11273 1.55340 0.02541 2 7.71887 1.81215 0.02345

Tabla N° 4.6 Porcentaje de Error del calor diferencial

∆ H ( Teorico) 6163.4208 ∆H (experimenta l) 6101.3994 % Error 1.006 TABLA 4.3:

1 T (K )

×10

3 ln ´m 3.30 -3.39

(12)

3.35 -3.49

3.41 -3.56

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EJEMPLO DE CÁLCULOS

a) Con los datos de f) y g) determine el peso de la solución, el número de equivalentes y el peso de ácido benzoico presente en la solución, para cada temperatura.

CÁLCULOS PARA LA MUESTRA # 1 30°C

Peso de la solución

W solución ( g ) = W erlenmeyer+solucion - W erlenmeyer W solución ( g ) = 108.5215-98.6189

W solución ( g ) = 9.9026g

W solución ( g ) = W erlenmeyer+solucion - W erlenmeyer W solución ( g ) = 91.7675-81.8418

W solución ( g ) = 9.9257g

Del mismo modo se proceden con los otros Erlenmeyer. Ver tabla # 4.1 Numero de equivalentes

#eq del C6H5COOH = # del NaOH

#eq del C6H5COOH = N NaOH * V gastado de NaOH #eq del C6H5COOH =

0.1 ×4.5 ×10

−3

#eq del C6H5COOH =

4.5 ×10

−4 #eq del C6H5COOH = # del NaOH

#eq del C6H5COOH = N NaOH * V gastado de NaOH #eq del C6H5COOH =

0.1 ×4.1 ×10

−3

#eq del C6H5COOH =

4.1 ×10

−4

Del mismo modo se proceden con los demás. Ver tabla # 4.2 Peso de ácido benzoico

W C6H5COOH = # eq del C6H5COOH *Peq del C6H5COOH W C6H5COOH =

0.1 ×4.5 ×10

−3

×122

W C6H5COOH = 0.0549

W C6H5COOH = # eq del C6H5COOH *Peq del C6H5COOH W C6H5COOH =

0.1 ×4.1 ×10

−3

×122

W C6H5COOH = 0.05002

Del mismo modo se proceden con los demás. Ver tabla # 4.3

b) Por diferencia halle el peso de agua en la solución y luego determine la concentración molal del soluto.

(14)

Peso de agua en la solución

W agua (g) = W solución agua (g) - W ácido benzoico(g) W agua (g) = 9.9524 - 0.0439

W agua (g) = 9.9085g

W agua (g) = W solución agua (g) - W ácido benzoico(g) W agua (g) = 9.9167-0.05002

W agua (g) = 9.8667g

Del mismo modo se proceden con los demás. Ver tabla # 4.4 Concentración molal del soluto

m S = moles del soluto / Kg de solvente m S = 4.5* 10 –4 moles / 9.7983 * 10 –4 m S = 0.0459

m S = moles del soluto / Kg de solvente m S = 4.1* 10 –4 moles / 9.8667 * 10 –4 m S = 0.0416

Del mismo modo se proceden con los demás. Ver tabla # 4.5 Promedio de las molalidades

m S = ( 0.0459+0.0416 ) /2

m S = 0.04375 moles de C6H 5COOH / Kg de agua

Del mismo modo se proceden con los demás. Ver tabla # 5

c) Con los datos de m y temperatura, construya el gráfico log m vs. 1/T y halle el calor diferencial de solución. Analice sus resultados.

Calor diferencial de solución

log m = ( ( - H DS / 2.3R ) * ( 1/T)) + C y = mx + b

m = - H DS / 2.3R *Ver gráfico N°1

Del grafico se obtiene m=-1333.33 Para hallar el H DS Experimental -1333.33= - H DS / 2.3R 6093.45 cal/ mol = H DS Hallando el H DS teórico m = - 1187.38 m = - H DS / 2.3R 5426.45 cal /mol = H DS porcentaje de error % de error =

5426.45−6093.45

_{5426. .45}

(15)

ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS





Al ver nuestras graficas se ve obtenemos una pendiente de

-1333.33 lo cual al calcular el calor diferencial no se obtuvo

un gran margen de error, este fue de 1.006% ; esto indica que

nuestra tangente de repente no está bien trazada o la

temperatura no es la indicada.





Cuando la se extrajo el ácido benzoico con la pipeta de 10 ml

hubo una variación de la temperatura al vaciarlo en un

Erlenmeyer. Lo cual se dice que es uno de los factores de

(16)





La imprecisión al titular las muestras, que es un error

pequeño, pero que siempre afecta en algo.





El mal uso del filtro (pequeños tubos de jebe con algodón) en

el extremo inferior de la pipeta , el cual impedía el paso de

cristales a la solución a una determinada temperatura.

8. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES.

8.1. CONCLUSIONES.

 La temperatura tiene estrecha influencia sobre la solubilidad, ya que al bajar o subir la temperatura se observaron cambios en la concentración de la solución.

 En el grafico se observa que el ln m y la inversa de la temperatura, varían inversamente proporcional o sea una recta con pendiente negativa.

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8.2. RECOMENDACIONES.

 Para bajar la temperatura, se puedes utilizar agua fría o hielo para acelerar el experimento.

 Al agitar no hacer tocar el agitador al fondo del tubo de prueba, ya que podría romper dicho tubo o la chaqueta de aire.

 Tapar los erlenmeyers rápidamente después de echar la muestra, ya que dicha muestra es un componente muy volátil y podría evaporarse alguna cantidad, esto dañaría nuestros resultados.

9. BIBLIOGRAFIA.

Pons Muzzo, Gastón, “físico-química”, primera edición, editorial universo

S.A. 1969.

(18)

Raymond Chang “Química”, novena edición, McGraw Hill interamericana.

México 1999, pág. 511.

http://es.wikipedia.org/wiki/Saturado

 Castellan G. “Fisicoquímica”, 1ra. edición, Fondo Educativo Interamericano, México, 1978, páginas: 306-309.

 Barrow G. “Química Física”, Tomo I, 3ra. edición, De. Reverté, Barcelona, 1975, páginas: 272, 275.