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Manual de soluciones y sistemas de fase

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Alondra Guadalupe Sida Castelano

Academic year: 2024

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PRACTICA No. 1

Titulo de la práctica:

Preparación de soluciones y medidas de concentración

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Contenido

I. INTRODUCCIÓN

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS II,1. Problemas

III. OBJETIVOS IV. METODOLOGIA

IV. 1. Material y equipo.

IV. 2. Reactivos y soluciones.

IV. 3. Requerimientos de seguridad IV.4. Disposición de residuos IV. 5. Procedimiento

V. RESULTADOS.

V.1 Cálculos VI. DISCUSION.

VII. CONCLUSIONES.

VIII. BIBLIOGRAFIA

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I. INTRODUCCIÓN.

Cuando nos encontramos en un laboratorio químico siempre lo asociamos con la elaboración de un experimento lo cual normalmente implica la preparación de soluciones. Para ello se recurre con frecuencia a la disolución de las sustancias, filtración de los líquido, lavado de precipitados y determinación de la concentración de las soluciones mediante un areómetro.

Para la disolución de sustancias sólidas en las que intervienen compuestos con cristales grandes, habrá que triturarlos hasta convertirlos en polvo para una mejor disolución, para ello utilizamos los morteros de vidrio, porcelana, ágata y metálicos.

En la medición de volúmenes podemos utilizar dos tipos de recipientes: si las mediciones son aproximadas se miden con probetas graduadas cilíndricas o cónicas; pero cuando se tratan de mediciones exactas se pueden utilizar matraces y pipetas volumétricas y se expresan en mililitros.

En todas las soluciones, el componente que se encuentra en mayor proporción se le llama disolvente y el que se encuentra en menor concentración es el soluto.

Durante su preparación, ambos se vierten en un vaso o en un matraz erlenmeyer agitando el contenido con una varilla de vidrio, hasta su disolución completa.

Las sustancias no disueltas y las impurezas se separan de la solución por filtración.

Existen diferentes materiales filtrantes tales como papel de filtro, algodón, tejido, fibra de vidrio o porcelana, carbón, asbesto desmenuzado, etc. De ellos el que más se usa en el laboratorio es el papel filtro que se puede utilizar de forma simple o plegada.

Para preparar un filtro simple (figura 1) se dobla dos veces por su mitad una hoja de papel de filtro cuadrada (A, B, C). Los extremos abiertos del filtro se cortan cuidadosamente con tijeras (D), como lo indica la línea punteada en el dibujo.

Después se abre con precaución el filtro, dándole la forma de cono (E).

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Figura 1. Doblado de papel filtro.

El filtro plegado se prepara de la misma manera que el simple (figura 1). El filtro obtenido (E) se abre (F, G); los segmentos obtenidos se doblan dos veces uno al encuentro del otro (H);

el filtro se voltea al otro lado; vuelve a doblarse y finalmente se abre (I, J, K, L, M).

Al designar el tamaño del papel filtro, es necesario recordar que este debe quedar 3-5 mm abajo del borde del embudo.

Una vez colocado el papel filtro en el embudo, este se humedece con unas gotas de agua destilada. El ángulo del cono de los embudos cónicos químicos debe ser de 60°. Si el ángulo es superior o inferior a los 60°, entre la pared del embudo y el papel filtro se forman bolsas de aire lo que retarda la filtración. Durante la filtración el tubo del embudo debe estar lleno de líquido; si en él quedan burbujas de aire la filtración es muy lenta. La velocidad de filtración aumenta con la temperatura, propiedad que debe de aprovecharse cada que sea posible.

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Los filtros simples se emplean generalmente cuando ha de utilizarse el precipitado que se está separando en un trabajo posterior. Por el contrario, cuando se utiliza únicamente la solución, se emplea el filtro plegado el cual asegura una mayor velocidad de filtración, debido a que es mayor la superficie filtrante.

Las formas más comunes de llevar a cabo una filtración son dos: en la primera se vierte junto el líquido y el precipitado en el papel filtro, y la segunda, por decantación, en donde solamente se vierte el líquido en el filtro y se conserva el precipitado. En ambos casos se deberá utilizar un agitador para ayudarse a verter sobre el filtro; el filtro se llena hasta 2 o 3 mm del borde.

Para evitar salpicaduras, el extremo del embudo debe tocar las paredes del recipiente colector. Siempre que se lleve a cabo una filtración, deberá lavarse el precipitado.

Para efectuar la operación de lavado de precipitado se utilizan los frascos lavadores o picetas, llenando el filtro con el precipitado y el líquido de lavado (generalmente agua, caliente o fría) y se deja que se filtre. Este lavado se lleva a cabo de dos a tres veces y siempre hay que dejar que se filtre completamente el anterior para continuar. Para verificar que se ha terminado con el lavado se tendrán que hacer las pruebas correspondientes. Las últimas gotas del filtrado se recogen en una probeta limpia y se ensayan con reactivos para comprobar si el precipitado está ya exento de impurezas solubles.

Si el precipitado fue dejado en el vaso, se lava por decantación. El líquido de lavado se añade en el vaso y se agita con la varilla de vidrio, se deja reposar y nuevamente se decanta con la ayuda de la varilla. Se hacen los lavados necesarios hasta la comprobación de la eliminación de impurezas.

De esta manera se obtiene la solución esperada de manera correcta y libre de impurezas. La concentración de las diferentes soluciones se puede determinar por

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la cantidad de soluto, en peso o volumen, contenida en cierta cantidad de solución o solvente. Se emplean usualmente las siguientes expresiones de la concentración de las soluciones:

La concentración en por ciento (%) se expresa por el número de partes en peso de la sustancia por 100 partes en peso de la solución.

La concentración molar (M), se expresa por el número de moles de soluto en un litro de la solución.

La concentración molal (m), indica el número de moles del soluto por 1000 g de solvente.

La concentración normal (N), se determina por el número de equivalentes-gramo del soluto en 1 litro de solución.

Se denomina título (T), la cantidad de soluto en gramos contenida en 1 mL de solución.

La concentración de una solución se puede determinar conociendo su densidad relativa.

La densidad relativa de las soluciones cambia según su concentración y ésta se puede determinar con el uso de tablas de consulta adecuada. La densidad relativa se ve modificada por la temperatura, por lo que hay que mantener la solución a la temperatura en que está reportada la tabla de consulta o bien, habrá que hacer las correcciones teniendo en cuenta la diferencia de temperaturas.

La forma de determinar la densidad relativa es mediante el uso del picnómetro, la balanza hidrostática y, más comúnmente, el uso del aerómetro (figura 3).

El aerómetro consiste en un tubo de vidrio hueco y flotante, con la parte superior graduada y la inferior conteniendo carga (habitualmente granalla) de manera que, al sumergirse en un líquido, se mantiene en forma vertical. Todo aerómetro está

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calibrado a una temperatura determinada. Su escala presenta divisiones que corresponden a los valores de la densidad relativa.

Cuando necesitamos determinar la densidad relativa de una solución, primeramente habrá que mantenerla a la temperatura adecuada para su determinación. Se vacía en una probeta, limpia y seca, de 250 mL o 300 mL de capacidad. El aerómetro seco y limpio se sumerge en la solución con un pequeño giro para evitar que se pegue o roce en las paredes ya que se puede obtener una lectura errónea.

La lectura viene dada por el sitio de la escala que coincide con la parte inferior del menisco del nivel del líquido en la probeta. La lectura de la escala se verifica de arriba abajo, con la precisión de ± 0.003. Una vez efectuada la lectura de la densidad, se verifica ésta en las tablas para la determinación de la concentración de la solución. Pero si la densidad determinada no coincide con las señaladas en las tablas, habrá que hacer el cálculo correspondiente.

Así, si se obtuvo una lectura de 1.124 de densidad del ácido sulfúrico, en el cuadro 1 se encuentra lo siguiente:

Cuadro1. Densidad relativa del ácido sulfúrico a diferentes porcentajes de concentración.

Densidad relativa Concentración %

1.120 17.01

1.130 18.31

entonces, la concentración en por ciento se determina por el método de interpolación.

1. Se halla la diferencia de los valores de las densidades relativas y de las concentraciones según los datos del cuadro 1:

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1.130... 18.31 % 1.120... 17.01 % 0.010... 1.30 %

2. Se halla la diferencia entre del valor determinado con el aerómetro y el menor del cuadro 1: 1.124 – 1.120 = 0.004

3. Se establece la proporción (regla de tres):

0.010... 1.30 % 0.004... x

  

% 52 . 010 0

. 0

040 . 0 30 .

1 

x

4. El valor determinado se suma al valor menor de la concentración tomado del cuadro1: 17.01 + 0.52 = 17.53

Puesto que las concentraciones centesimales y molal se refieren a cantidades en peso de la solución y la molar, normal y valorada o título, en las volumétricas, para pasar de un modo de expresión a otro, hace falta conocer la densidad relativa de la solución.

Ejemplo. Determinar la molaridad, normalidad y título de una solución de ácido sulfúrico al 40 %, cuya densidad relativa es de 1.307.

Al principio se calcula cuánto ácido sulfúrico contiene 1 L de solución. La masa de 1 L de la solución en cuestión es de 1000 * 1.307 = 1307 g por medio de la proporción: 100:40

1307: x

Se halla que x 522.8g 100

40

*

1307 

Ahora es fácil determinar el título T = 522.8/1000 = 5.228. Como el peso molecular de ácido sulfúrico es de 98 y su equivalente es igual a 98/2 = 49, se determina la molaridad M = 522.8/98 = 5.33; y su normalidad N = 522.8/49 = 10.66.

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L v 16.4

46 . 1

24 

kgKOH x 10.56

100 12

*

88 

Hay que recordar que primero se pasa de la concentración conocida a la cantidad de la sustancia disuelta y después de esta última, a la concentración por determinar.

También es necesario hacer cálculos relacionados con la dilución de las soluciones.

Ejemplo. ¿Qué cantidades volumétricas de agua y de solución de KOH al 44 %, cuya densidad relativa es de 1.46, hace falta mezclar par obtener 80 L de solución de KOH al 12 % con densidad relativa de 1.10?

Primero, se determina la cantidad de KOH anhidro que debe contener la solución para preparar. La densidad relativa de la solución es de 1.10 y se necesita preparar 80L de esta. Por consiguiente, la masa de la solución será de 80 x 1.10 = 88 kg. A partir de la concentración requerida se halla la masa del KOH anhidro que es necesario para preparar la solución:

100 kg contienen 12 kg de KOH 88 kg contienen x kg de KOH

A continuación, se determina que cantidad de soluciones inicial contiene esta cantidad de álcali: 100 kg de solución contienen 44 kg de KOH

x kg de solución contienen 10.56 kg de KOH

kg

x 24

44 100

* 56 .

10 

Puesto que se conoce la densidad relativa de la solución inicial, es fácil determinar el volumen requerido:

Y el volumen necesario de agua será: 80 – 16.4 = 63.6 L.

Respuesta: se toman 16.4 L de solución de KOH al 44 % y 63.6 L de agua.

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Cuando se mezclan cantidades pesadas (a, b) de dos soluciones de la misma sustancia, con diferente concentración en % (A %, B %), la concentración (x %) de la sustancia en la mezcla se calcula por medio de la siguiente fórmula:

a*A + b*B = (a+b)*x

Esta fórmula se deduce del modo siguiente: será a gramos de la solución de concentración A % mezclados con b gramos de la solución de concentración B %.

La cantidad en peso de la mezcla obtenida será igual a (a + b) y su concentración, a x %. En la primera solución la cantidad de la sustancia sólida (100%) es de

100

*A a

; en la segunda, 100

*b

B y en la mezcla,

 

100

*x b a

. Sumando se obtiene:

 

100

* 100

* 100

*A b B a b x

a

Eliminando el denominador común se obtiene la formula de cálculo mencionada.

Ejemplo. 20 kg de solución de cloruro de sodio al 6 % están mezclados con 12 kg de solución al 14 % de la misma sal. Determinar la concentración de la sal en la mezcla.

Aplicando la formula anterior a los datos del problema tenemos:

x

* ) 12 20 ( 14 12 6

20    

De donde 9 32 288 12

20

14

* 12 6

*

20  

 

x

La mezcla tiene una concentración del 9%.

Cuando se mezclan volúmenes de soluciones conviene determinar primero las cantidades en peso, utilizando las densidades relativas, y después hacer cálculos según la fórmula mencionada.

En la industria, la concentración de las soluciones se expresa a veces en grados Baumé. En la escala Baumé, la densidad relativa del agua se toma igual a cero

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grados Baumé y la de una solución de NaCl al 10 %, igual a 10° Bé. Existen tablas de conversión de grados Baumé a densidad relativa. Para la conversión se puede utilizar también las siguientes fórmulas.

Para los líquidos más pesados que el agua:

d

  3 . 144

3 .

144 y

144d.3 3

. 144 

Para los líquidos más ligeros que el agua:

d

  3 . 144

3 .

144 y 144.3 144.3

d

En los laboratorios, para determinar las concentraciones de las soluciones se utiliza habitualmente el método de titulación (llamado también valoración). Titulación es la determinación de la concentración desconocida de una solución por medio de la concentración conocida de otra, midiendo los volúmenes de las soluciones reaccionantes. Puesto que en la titulación las reacciones entre las sustancias se desarrollan en cantidades equivalentes, es más cómodo expresar las concentraciones de las soluciones en unidades de normalidad. Las normalidades de las soluciones reaccionantes son inversamente proporcionales a sus volúmenes:

N1V1 = N2V2

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS

1. a) ¿A qué se denomina análisis y síntesis de las sustancias? b) Dar tres ejemplos de análisis y tres de síntesis. c) ¿Para qué se emplean estos procesos?

2. a) Explicar la diferencia entre fases de composición constante y fases de composición variable. b) Dar ejemplos de ambas fases.

3. ¿Qué conclusiones se deducen de la ley de las proporciones múltiples?

4. ¿En qué casos se usan para la filtración filtros simples y en qué casos los

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5. ¿Qué es la decantación?

6. Dar las ecuaciones de las reacciones que permiten determinar si en el agua de lavado hay sulfatos y cloruros.

7. ¿Se puede graduar el aerómetro de tal modo que las divisiones de la escala correspondan al porcentaje de la sustancia en la solución y no a las densidades relativas? Dar ejemplos.

8. ¿Qué es concentración de una solución?

9. ¿Para qué sustancias coinciden los valores de la concentración molar y normal?

10. Hallar los equivalentes-g de las siguientes sustancias:

NO3

2

Pb , H3PO4 y Cr2

SO4

3 18H2O

11. La densidad relativa de una solución es de 1.184. Determinar la concentración en °Bé por la fórmula y mediante el cuadro 35 (ver anexo).

12. Deducir la fórmula para hallar la concentración molal de una solución, si se conoce la concentración molar y adoptando las siguientes designaciones: m, molalidad; M, molaridad; v, volumen de la solución; d, densidad relativa de la solución; G, molécula-gramo (mol).

II.1. PROBLEMAS

1. Al hacer el análisis de tres muestras que contienen azufre y hierro se obtuvieron los siguiente datos (en %):

I II III

Fe 63.6 60 46.6

S 36.6 40 53.4

¿Cuáles muestras corresponden por su composición a los compuestos químicos?

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2. Tres compuestos de cromo con oxígeno contienen 76.5 %, 68.4 % y 52 % de cromo, respectivamente. Demostrar que la correlación indicada de los elementos en estos compuestos corresponde a una de las leyes básicas de la química. ¿Cuál es?

3. El óxido de cobre contiene 79.9 % de cobre y 20.1 % de oxígeno. ¿Qué cantidad de cobre se puede obtener de 15.9 g de su óxido?

4. Durante la combustión de cierto metal 2.07 g de éste se combinaron con 2.4 g de oxígeno. ¿Qué cantidad de hidrógeno se puede obtener del agua que se libera de la combustión con 1.38 g de este metal?

5. En la formación de sulfuro de zinc, por cada 65.4 g de zinc metálico intervienen 32.1 g de azufre. ¿Qué sustancia y en qué cantidad queda en exceso, si para la reacción se tomaron 30 g de zinc y 30 g de azufre?

6. Determinar la concentración molar del ácido nítrico al 17.1%, cuya densidad relativa es 1.1.

7. En el laboratorio se prepararon 4.7 kg de solución al 7.6 % de carbonato de sodio.

¿Qué cantidad de carbonato y de agua se emplearon?

8. ¿Qué cantidad de sal común, conteniendo el 98.5 % de NaCl, se necesita para preparar 5000 Kg de una solución al 8 %?

9. La densidad relativa de la solución de KOH, a 15 ° C, es 1.054. Usando los datos del cuadro 35 (anexo) determinar la concentración en tanto por ciento de la solución dada.

10. Determinar la concentración (en %) y la molaridad de una solución obtenida al mezclar 18 L de una solución de ácido sulfúrico al 48 % y densidad relativa de 1.143.

11. Para neutralizar completamente 20 mL de una solución de ácido nítrico se gastan 16.2 mL de una solución 0.4 N de potasa cáustica. Determinar la normalidad del ácido nítrico.

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12. El título de una solución de ácido nítrico es igual a 0.122. Determinar la concentración en % y la normalidad de la solución si su densidad relativa es de 1.064.

13. Determinar las concentraciones en %, molar, normal y el título de una solución si 1L de la misma contiene 112 g de nitrato de plomo Pb(NO3)2. La densidad relativa de la solución es de 1.082.

14. ¿Qué volumen de agua y de solución de amoníaco al 25 % (densidad relativa 0.91) se necesitan tomar para preparar 1 L de solución al 10 % y densidad relativa 0.96?

15. ¿Cuántos moles de amoníaco contiene 1L de su solución al 12.74 % y densidad relativa de 0.95?

16. Determinar las concentraciones en % y molar de una solución de ácido nítrico que se obtiene mezclando 85L de HNO3 al 60 % y d. rel. de 1.373 y 25 L de solución al 24 % del mismo ácido y densidad relativa de 1.145.

17. Determinar la concentración de una solución de ácido sulfúrico, si 4 kg de ésta se mezclan con 16 kg de una solución al 40 % del mismo ácido, obteniéndose 20 kg de solución al 36%.

18. Determinar el título y la normalidad de una solución al 25 % de nitrato de sodio y densidad relativa de 1.185.

III. OBJETIVOS

1. Comprender las diferencias entre mezcla mecánica y compuesto químico.

2. Comprender las leyes de las proporciones constantes, de las proporciones múltiples y de los equivalentes químicos.

3. Preparar distintas soluciones y expresarlas con diferentes unidades de concentración.

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IV. METODOLOGIA IV.1. Material y equipo

1 Gradilla para tubos de ensaye 1 espátula

4 tubos de ensaye 1 tijeras, papel filtro

2 probetas graduadas de 250 mL 4 vasos de precipitado de 400 mL 1 pipeta de 5 mL

2 vasos de precipitado de 250 mL 1 soporte

1 piceta

1 pinzas para bureta 5 agitadores de vidrio

1 picnómetro de 25 o 50 mL 1 embudo de 7 cm. de diámetro 1 matraz aforado de 50 mL

Aerómetro de densidades relativas de 1.0 - 1.2 1 Pipeta de 20 mL

3 termómetros de 100 °C 1 pipeta 1mL

1 pipeta de 1 mL 1/100 1 probeta de 100 mL 2 mecheros

2 tripies con tela de alambre 1 matraz aforado de 250 mL

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Balanza analítica

IV.2. Reactivos y soluciones

Solución de Nitrato de Plata 0.1 M Mezcla de sal común y arena

Solución saturada de Sulfato de Potasio Solución de Ácido Nítrico 1:5

Sulfato de Magnesio cristales

Solución de Cloruro de Sodio al 22.5 % y 7.5 % Solución de Ácido Sulfúrico al 25 %

Solución valorada de Hidróxido de Sodio 0.1 M Solución de Fenolftaleína

IV.3 Requerimientos de seguridad

Usar bata blanca de manga larga de algodón cerrada Zapato cerrado de piel o de seguridad

Lentes de seguridad Mascarilla

IV.4 Disposición de residuos

Nitrato de Plata. Guardar en frasco ámbar y en lugar oscuro para usos posteriores.

Sales: Cloruro de Sodio. Desechar en tarja.

Ácidos: Desechar en el garrafón de ácidos.

Bases: Desechar en el garrafón de bases o neutralizar y desechar en la tarja.

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IV. 5 Procedimiento

Preparación de la mezcla de arena con sal común.

La arena se lava previamente y se seca; la sal común se tritura en el mortero hasta reducción a polvo y se mezcla cuidadosamente con la arena. Hace falta tener varias mezclas con diferentes contenidos de NaCl.

Para limpiar el picnómetro llenar el interior del cuerpo con mezcla crómica y dejar reposar durante varias horas, posteriormente vaciar el picnómetro y enjuagar abundantemente con agua, eliminar los residuos de agua enjuagando el picnómetro vacío con varias porciones de alcohol etílico y finalmente con éter, dejar secar completamente o bien enjuagar con acetona y secar por medio de succión de aire.

Usar el mismo tratamiento para limpiar el termómetro y la tapa. Para manipular el picnómetro usar guantes o pinzas.

Calibración del picnómetro (figura 2). A menos que se indique otra cosa, efectuar esta calibración y todas las mediciones a 298 K (25º C) ensamblar y pesar el picnómetro vacío y seco en una balanza analítica, registrando el peso en gramos, hasta la cuarta cifra decimal. Retirar la tapa del tubo capilar y el tapón esmerilado con el termómetro. Llenar el picnómetro con agua destilada recientemente hervida, enfriar a 293 K (20º C) colocar cuidadosamente el tapón esmerilado con el termómetro adaptado (cuidadosamente) y dejar que el exceso de agua salga por el tubo capilar. Verificar que no haya burbujas en el interior del cuerpo y capilar, colocar el picnómetro lleno y ensamblado, pero sin tapa, en un baño a 298 K (25ºC).

El nivel de agua del baño quedará arriba de la marca de graduación del picnómetro.

Al llevar a la temperatura exacta de 298 K (25º C) ajustar el volumen del tubo capilar, de tal manera que el menisco del líquido quede tangente al aforo. Secar muy bien

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el exterior y boca del capilar. Colocar la tapa ajustándola bien. Sacar el picnómetro y secarlo escrupulosamente por todo el exterior con papel absorbente hasta que no queden gotas ni rastros de humedad, tener especial cuidado con la base del ramal y en la comisura de la junta del tapón esmerilado con el cuello del cuerpo. Registrar el peso hasta la cuarta cifra decimal. Calcular el peso del agua contenida en el picnómetro como sigue: C = B - A; en donde B es el peso en gramos del picnómetro lleno con agua (en gramos); A es el peso del picnómetro vacío en gramos; C es el peso del agua (en gramos).

NOM-138-SSA1-1995

Figura 2. Picnómetro

1. Determinación del porcentaje de NaCl en la mezcla. En un vidrio de reloj o en un pesa filtro pesados previamente en la balanza del laboratorio, pesar cerca de 20 g de mezcla de sal común con arena con precisión de 0.01 g. La mezcla pesada se vierte en un vaso añadiendo 100 mL de agua destilada, medida con la probeta.

Calentar el líquido del vaso hasta ebullición, agitando el contenido con una varilla de vidrio.

Se prepara un filtro plegado, se introduce en el embudo, se moja con agua destilada y, se filtra la mezcla, se recolecta el filtrado en un vaso o matraz. Durante la filtración, se calienta agua hasta ebullición. Después de filtrar todo el líquido, se vierte en el vaso que contiene la mezcla de arena y sal de 10-12 mL de agua

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caliente, se agita, se deja que sedimente y filtra el sobrenadante. El filtro se lava tres veces con agua destilada caliente recogiendo los últimos 2 ó 3 mL del filtrado en un tubo de ensayo; se añaden 2 – 3 gotas de la solución de ácido nítrico 1:5 y la misma cantidad de solución de nitrato de plata. Si al llevar a cabo esta operación no se forma precipitado o lodo, el lavado se puede considerar terminado; si se forma precipitado, hace falta continuar lavando.

Todos los filtrados se unen para formar una sola solución, ésta se vacía a una probeta graduada de 250 mL, se enfría hasta 20 ° C y se completa el volumen de la solución. La solución se agita cuidadosamente y se introduce lentamente el aerómetro limpio y seco (figura 3), libre de grasa y cualquier suciedad determinando la lectura por el nivel del líquido. Hacer 3 o 4 mediciones y tomar la media.

Determinada la densidad relativa, el aerómetro se lava con agua limpia, se seca y se guarda en el estuche.

Con la densidad relativa determinar la concentración de la solución en por ciento utilizando el cuadro 34 (anexo). Si en el anexo no se indica el valor encontrado para la densidad relativa, éste se halla por el método de interpolación de los dos más próximos (mayor y menor).

Para determinar la cantidad de sal en la solución es necesario calcular el peso de la solución en gramos, partiendo del volumen total y la densidad relativa y después por la concentración en % determinar la cantidad en gramos de la sal.

Conociendo el peso de la sal y el peso de la mezcla, calcular el contenido de NaCl de la mezcla inicial, con la precisión de 0.1. A partir de la concentración en por ciento y densidad relativa del NaCl. Determinar la concentración normal, molal y título.

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2. Preparación de una solución a partir de una solución concentrada y agua. Recibir del profesor una muestra problema, por ejemplo, preparar 250 mL de solución de K2SO4 y d. rel. de 1.025 a partir de una solución saturada.

Para solucionar el problema, además de estos datos, es necesario conocer las concentraciones en % de la solución requerida y la disponible.

Por la densidad relativa indicada se encuentra en el cuadro 34 (ver anexo) la concentración en % de la solución por obtener. Con el aerómetro se determina la densidad relativa (con precisión de ± 0.003) de la solución del laboratorio, anotando la temperatura a la que realiza la determinación. Por esta densidad relativa determinada encontrar en el cuadro 34 la concentración en %.

Ahora se conocen todas las magnitudes necesarias para el cálculo y se pueden determinar las cantidades en volumen de la solución inicial y agua que hace falta mezclar para preparar 250 mL de solución requerida. Con este fin, determinar primero la masa de la sustancia necesaria para preparar la solución, luego, hallar la masa de la solución inicial que contenga la cantidad necesaria de la sustancia, y entonces con la densidad relativa de la solución, determinar el volumen. Por la diferencia entre el volumen requerido y calculado para la solución inicial, calcular el volumen del agua.

Después de realizar los cálculos, medir las cantidades calculadas de la solución inicial y el agua, vaciarlas en una probeta, removiéndolas cuidadosamente con el agitador de vidrio, y con el aerómetro determinar la densidad relativa.

Lavar el aerómetro con agua, secarlo y guardarlo. Verter la solución preparada en un frasco ámbar. Determinar la discrepancia de las densidades relativas calculadas y halladas en tanto por ciento. Una discrepancia considerable indica un error en los cálculos o en el trabajo.

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Figura 3. Aerómetro

3. Preparación de una solución a partir de dos soluciones de diferente concentración. Recibir del profesor de prácticas una tarea individual, por ejemplo, preparar 250 mL de una solución de NaCl al 9.4 % a partir de las soluciones al 7.5%

y 22.5 % de la misma sal.

Utilizando el cuadro 34, encontrar las magnitudes de las densidades relativas de las tres soluciones y calcular los volúmenes necesarios de las soluciones al 7.5 % y 22.5% para preparar la solución requerida. Medidas las cantidades calculadas de las soluciones, se vacían juntas, se remueven cuidadosamente y se determina la densidad relativa de la solución obtenida. Determinar la discrepancia en tanto por ciento entre los valores calculados y hallados de las densidades relativas.

4. Preparación de una solución a partir de una cantidad pesada de una sustancia sólida y agua. Recibir del profesor de práctica una tarea individual, por ejemplo, preparar 50 mL de una solución de MgSO4 al 6.5%.

Calcular primero la cantidad de sal sólida, teniendo en cuenta que ésta cristaliza con 7 moléculas de agua.

Pesar la cantidad calculada de sal, verterla en el vaso y, agitando, disolver en la

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completar un volumen de 50 mL y agitar minuciosamente la solución. Determinar la densidad relativa de la solución con el picnómetro y encontrar la discrepancia entre el valor hallado y el dado en el cuadro 34.

5. Determinación de la concentración del ácido sulfúrico mediante aerómetro y por titulación (valoración). Verter en un picnómetro de 25 mL una solución de ácido sulfúrico del laboratorio al 20% y medir con el picnómetro la densidad relativa, con precisión de ± 0.003. Utilizando el anexo 4, calcular a base de la densidad relativa la cantidad de ácido sulfúrico contenida en 20 mL de esta solución.

Tomar con la pipeta la solución ácida, utilizando su perilla, y verterla en un matraz aforado de 250 mL, adicionar agua hasta la marca y agitar el matraz tapado para mezclar perfectamente la solución con el agua. Determinar la densidad de la solución con el aerómetro y proseguir con su valoración a microescala, utilizando NaOH valorado y fenolftaleína como indicador. Colocar la solución de NaOH en una pipeta de 1 mL, la cual nos va a servir de micro bureta, y colocar 1 mL de la solución ácida (H2SO4) en un erlenmeyer de 10 mL o 25 mL, adicionarle 2 gotas de fenolftaleína y agregar la solución de NaOH hasta la obtención de una coloración rosa pálido. Anotar el volumen de la solución alcalina consumida, son precisión de 0.05 mL. Repetir la valoración dos veces más. Anotar los datos en la bitácora.

Calcular la concentración del ácido en base a la valoración y compararla con los cálculos en base a la densidad relativa obtenida. Determinar las concentraciones en

%, molaridad, normalidad y título y también presentar los cálculos relacionados en la solución al 20% inicial.

Comparar los datos de la valoración de ácido del matraz con la cantidad contenida en 20 mL de la solución del laboratorio.

(22)

V. RESULTADOS V.1 Cálculos

1. Escribir la reacción de identificación de iones cloruros

2. Hacer las cinco tablas de resultados correspondientes a cada parte de la práctica.

Cuadro 2. Resultados de la determinación del porcentaje de Cloruro de sodio en la mezcla.

W pesada (g) % NaCl

Vol. De solución

(mL)

Temp.

°C

Densidad relativa

Conc.

en %

NaCl en la Solución

(g) NaCl Arena

Molaridad Normalidad Molalidad Titulo Cálculos:

(23)

Cuadro 3. Resultados de la preparación de una solución problema a partir de una solución concentrada de K2SO4 y agua.

Vol. de Sol. De K2SO4

Temp.

(°C)

Dens.

Soln.

% de la Soln.

Sat.

% Error Soln.

Sat.

Densidad Soln.

Probl.

%de soln.

Probl.

(Cuadro 34)

mL soln.

sat. para sol.

problema

mL de agua para

soln.

Problema

Volumen final soln.

problema

Temp.

(°C)

% de soln.

problema (Cuadro

34)

Densidad soln.

Problema

% error soln.

Problema

Cálculos:

Normalidad Molaridad Molalidad Título

(24)

Cuadro 4. Resultados de la preparación de una solución de NaCl a partir de dos soluciones de diferente concentración.

Volumen solns.

de NaCl Temperaturas (°C) Densidades (Cuadro 34)

Concentraciones reales (%) Soln.

7.5 %

Soln.

22.5 %

Soln.

7.5 %

Soln.

22.5

%

Soln.

7.5 %

Soln.

22.5

%

Soln. 7.5 %

Soln.

22.5

%

Cálculos:

% de error

Concentración de la soln.

Problema

Densidad de la soln. problema (Cuadro 34)

mL de las soluciones para preparar la soln. Problema Soln.

7.5 %

Soln.

22.5

%

Soln.

7.5 % Soln.

22.5 %

Vol. final soln.

Problema

Temp. soln.

Problema (°C) Densidad real % de

NaCl % Error

Normalidad Molaridad Molalidad Título

(25)

Cuadro 5. Resultados de la preparación de una solución de MgSO4 a partir de una cantidad pesada de la sustancia sólida y agua.

Conc.

deseada (%)

g de MgSO4

Vol.

Final

Temp.

(°C)

Densidad teórica (Cuadro

34)

Densidad experimental

Conc.

real (%)

% Error

Normalidad Molaridad Molalidad Título Cálculos:

(26)

Cuadro 6. Resultados de determinación de la concentración del ácido sulfúrico (H2SO4) mediante aerómetro y por titulación (valoración).

Conc.

deseada de H2SO4

H2SO4 en la soln. inicial

Densidad relativa de la soln. de H2SO4

(Cuadro 37)

Conc. Real

Cálculos:

1. Determinar los porcentajes de todas las soluciones, teóricamente y en la práctica.

2. Hacer las determinaciones de las concentraciones de todas y cada una de las soluciones en: %, molaridad, molalidad, normalidad y título.

3. Porcentajes de error entre los cálculos efectuados y las densidades y porcentajes hallados u obtenidos en el laboratorio.

4. Dar ejemplos de los diferentes tipos de aerómetros y que representa cada uno.

Shemisin, 1967 Titulación: Concentración del NaOH____________

Muestra

Volumen de NaOH

Concentración

en % Molalidad Normalidad Molaridad 1

2 3

(27)

VI. DISCUSIÓN DE RESULTADOS.

VII. CONCLUSIONES.

VIII. BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA

Bibliografía

Ayres, G. H., 1970. Análisis Químico Cuantitativo. 2q ed.,Harla, México: 634.

Orozco, F., 1994. Análisis Químico Cuantitativo.1ª. ed., Porrúa, México: 59, 60,162- 165, 210, 211.

Semishin, V., 1967. Prácticas de Química General (Inorgánica). Mir, 1967. :16-24, 86-91.

NOM-138-SSA1-1995

(28)

PRACTICA No. 2

Título de la práctica:

Cambios de entalpía y entropía de reacción a partir de la dependencia de la temperatura de la constante de equilibrio

Realizó: Revisó: Autorizó:

Fecha: Fecha: Fecha:

Contenido

I. INTRODUCCIÓN

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS III. OBJETIVO

IV. METODOLOGIA

IV. 1. Material y equipo.

IV. 2. Reactivos y soluciones.

IV. 3. Requerimientos de seguridad IV.4. Disposición de residuos IV. 5. Procedimiento.

V. RESULTADOS.

V.1 Cálculos VI. DISCUSION.

VII. CONCLUSIONES.

VIII. BIBLIOGRAFIA

(29)

I. INTRODUCCIÓN

La constante de equilibrio K, el cambio de energía de Gibss, ΔG°, el cambio de entalpía, ΔH°, el cambio de entropía, ΔS°, de una reacción química, están relacionados de la siguiente manera: G0 RTlnK H0TS0

La obtención de la ecuación es una prueba termodinámica de que existe una constante de equilibrio. Ya que el ΔG° es una función solamente de la temperatura, no puede depender de los valores individuales de las presiones parciales. No importa cómo puedan variar las presiones parciales individuales, según sea la composición del sistema en el equilibrio, la combinación de las Pi debe ser Kp (T), una constante a T constante. La ecuación no sólo prueba la existencia de una constante de equilibrio Kp sino que también nos dá una fórmula explícita para calcular Kp a partir de los datos de ΔG°.

Despejando

RT H R

K S

0 0

ln 

 

Por lo tanto, una gráfica de ln K contra 1/T deberá ser una línea recta con una pendiente de –ΔH°/R y una intercepción sobre el eje 1/T = 0 es igual a ΔS°/R.

En este experimento la K de equilibrio de una reacción es determinada a diferentes temperaturas y a partir de una gráfica de ln K vs. 1/T, los cambios de entalpía y entropía son evaluados. La reacción a estudiarse es la disolución de bórax (Na2B4O7·10 H2O) en agua, llevándose a cabo la siguiente reacción:

Na2B407· 10 H2O (S) → 2 Na+ + B4O5(OH)42- + 8 H2O Por lo cual logK log43log

B4O5

OH

42

ó

Maron, S., 1983

   

Na 2 B4O5 OH 42 K

(30)

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS

1. ¿Cómo se define y qué representa la entalpía en un sistema?

2. ¿Cómo se define y qué representa la entropía en un sistema?

3. ¿Qué es la constante de equilibrio K y cómo se determina en los diferentes sistemas? Dar ejemplos de cada uno de ellos.

4. ¿Qué son las entalpías de: formación, disociación de enlace, de atomización, de transición de fases, etc.?

III. OBJETIVO

Determinar la constante de equilibrio K a diferentes temperaturas a partir de una gráfica de ln K contra 1/T, los cambios de Entalpía y Entropía. La reacción a estudiarse es la disolución del bórax (Na2B4O7·10 H2O) en agua.

IV. METODOLOGÍA IV. 1. Material y Equipos

1 Bureta de 25 mL con llave de teflón 6 vasos de precipitado de 400 mL 2 vasos de precipitado de 150 mL 1 termómetro

1 gradilla

6 tubos de ensaye de 18x150

1 soporte universal con aro y tela con asbesto o plato caliente 1 pinzas para bureta

1 mechero

Balanza analítica

(31)

IV.2 Reactivos y soluciones 15 g de Bórax [Na2B4O7·10H2O]

100 mL de ácido clorhídrico 0.5N, valorado Indicador Verde de bromocresol

IV.3 Requerimientos de seguridad

Usar bata blanca de manga larga, de algodón, cerrada Zapato cerrado de piel o de seguridad.

Lentes de seguridad Guantes de látex Mascarilla

IV.4 Disposición de residuos

Bórax: Diluirlo y desecharlo en el contenedor de sales.

Ácido clorhídrico 0.5 N: Desechar en el contenedor de ácidos, de lo contrario:

guardar para otra dilución posterior.

Verde de Bromocresol: si se desea desechar: verterlo en el contenedor de ácidos, de lo contrario mantener en frasco ámbar.

IV.5 Procedimiento

1. Con la ayuda de una bureta, medir exactamente 5 mL de agua dentro de cada tubo y marcar los niveles con marcador de cera o con cinta.

2. Etiquetar cada tubo de ensaye con 60, 50, 40, 30 y 20° C y vaciar los tubos.

Enjuagar y llenar la bureta con ácido clorhídrico 0.5M valorado.

(32)

3. Calentar 50 mL de agua en un vaso de precipitado de 150 mL hasta 65 ° C, disolver el bórax hasta que la solución esté saturada (15 g aproximadamente). Si todo el sólido se disuelve, añadir un poco más de bórax hasta que un exceso de sólido se presente y la solución esté realmente saturada, sin llegar a la sobresaturación.

4. Agitar la mezcla hasta que se enfríe a 60° C, dejando que el bórax en exceso se asiente. Decantar rápidamente 5 mL de la solución dentro del tubo de 60° C. Tomar la temperatura de decantación y registrarla como la temperatura final.

5. Dejar enfriar la mezcla a 50° C y decantar una segunda vez. Registrar la temperatura y la temperatura final.

6. Repetir el procedimiento para los tubos 40, 30 y 20 °C.

7. Transferir el contenido del tubo de 60° C a un vaso de precipitado de 400 mL y después caliente cuidadosamente el tubo con un poco de agua para disolver el bórax cristalizado. Enjuague el tubo de ensaye con agua destilada a 60° C, transfiera las soluciones de lavado al vaso de precipitado.

8. Titular la solución con ácido clorhídrico 0.5N estándar, usando 2 a 3 gotas de solución de verde de bromocresol como indicador. Repetir este procedimiento para cada tubo de ensaye.

(33)

V. RESULTADOS V.1 Cálculos

1. Reportar tabularmente los resultados experimentales

Cuadro 7. Concentración de bórax a diferentes temperaturas.

T/°C T/°C final mL de HCl ____ M Conc. de bórax [M]

20 30 40 50 60

Dar dos ejemplos de los datos tabulados

Peso de bórax_______________

Normalidad del HCl____________

Indicador___________________

2. Calcular el valor de la constante K de equilibrio

 

log4 3log 4 5 42

logK B O OH

3. Deducir la fórmula utilizada en el paso anterior

4. Tabular los datos experimentales

Dos ejemplos de los cálculos efectuados

(34)

Cuadro 8. Obtención del valor de K a partir de los datos experimentales.

T/°C T/K Concentración log K Valor K ln K 1/T (K)

5. Con los datos obtenidos, realizar la mejor recta, graficando los valores obtenidos de 1/T (k) en Kelvin vs In K.

6. Calcular los valores de ΔH° y ΔS° por ecuaciones simultáneas utilizando la ecuación de Gibbs y en forma directa de las gráficas obtenidas. Hacer una comparación de estos valores y realizar su discusión.

VI. DISCUSIÓN DE RESULTADOS.

VII. CONCLUSIONES.

VIII. BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA.

Maron, S.H. 1986. Fundamentos de Fisicoquímica. 1ª Edición, Ed. Prentice-Hall Hispanoamericana, México: 162.

(35)

PRACTICA No. 3

Título de la práctica:

Método a microescala para la medición de la presión de vapor asociado a las variables termodinámicas y el peso molecular.

Realizó: Revisó: Autorizó:

Fecha: Fecha: Fecha:

Contenido Página

I. INTRODUCCIÓN

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS III. OBJETIVO

IV. METODOLOGIA

IV. 1. Material y equipo.

IV. 2. Reactivos y soluciones.

IV. 3. Requerimientos de seguridad IV.4. Disposición de residuos IV. 5. Procedimiento.

V. RESULTADOS.

V.1 Cálculos VI. DISCUSION.

VII. CONCLUSIONES.

VIII. BIBLIOGRAFIA

(36)

I. INTRODUCCIÓN

Simplemente de midiendo presiones de vapor, uno puede aprender:

termodinámica, utilización de soluciones químicas, uniones intermoleculares, la química de los gases y la determinación del peso molecular de sustancias puras.

Se ha puesto atención al hecho de que un líquido colocado en una vasija se evaporará parcialmente para establecer una presión de vapor encima del líquido que depende de la naturaleza de éste, y es, en el equilibrio, constante a cualquier temperatura establecida. Esta presión es conocida como presión saturada del vapor líquido correspondiente. En tanto se mantiene ésta, el líquido no exhibe más tendencia a evaporarse, pero a una presión menor hay una nueva transformación hacia la fase de gas, y a otra más elevada se verifica una condensación, hasta restablecer la presión de equilibrio.

Para un líquido cualquiera, la vaporización va acompañada de absorción de calor y la cantidad de éste para una temperatura y presión dadas, requerida para calentar cierto peso de líquido se conoce con el nombre de calor de vaporización y es la de vapor y líquido.

Hay varios procedimientos de medir la presión de vapor de un líquido que se clasifican en estáticos y dinámicos. En los primeros se deja que el líquido establezca su presión de vapor sin que haya ninguna perturbación, mientras que en los dinámicos el líquido hierve o se hace pasar una corriente de gas inerte a través del mismo. La línea de separación entre esos métodos no es muy clara siempre, y un procedimiento particular es a veces, una combinación de los dos.

Maron, S., 2004.

(37)

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS

1. ¿Qué se entiende por presión de vapor de los líquidos?

2. ¿Cómo varía la presión de vapor con respecto a la temperatura?

3. ¿Qué explica la ecuación de Clausius-Clapeyron?

4. ¿Cuál es la Ley de Raoult?

5. ¿Qué importancia tiene la determinación de la presión vapor?

6. ¿Cuándo utilizar la ecuación de Clausius Clapeyron y cuándo la de Raoult? Dar ejemplos y ¿Cómo se utilizan en este experimento ambas ecuaciones?

III. OBJETIVO

Medir la presión de vapor de sustancias puras y sus mezclas y asociarlas a las variables termodinámicas (entalpía, entropía y punto de ebullición). Determinar el peso molecular, utilizando un método a micro escala para este experimento

IV. METODOLOGÍA IV.1. Material y equipos

3 Pipetas graduadas de 1mL (1/100) 3 Tubos de 18x150 mm

1 Plato caliente 1 Balanza

1 Probeta graduada de plástico de 100 mL 2 Vasos de precipitados de (50 y 250) mL 1 Mechero

1 Termómetro de alcohol (-20°C a +100°C)

(38)

IV.2 Reactivos y Soluciones

100 mL de Alcohol desnaturalizado (95% etanol, 5% alcohol isopropílico) 100 mL de Metanol

IV.3 Requerimientos de seguridad

Usar bata blanca de manga larga de algodón cerrada Zapato cerrado de piel o de seguridad.

Lentes de seguridad Guantes

Mascarilla

IV.4 Disposición de residuos

Diluir con agua y desechar en la tarja.

IV.5 Procedimiento

Las soluciones acuosas de los alcoholes al 25, 50 y 75% v/v, se preparan colocando un volumen conocido de uno de los alcoholes en una probeta graduada y después adicionando agua hasta completar 100 mL. La fracción molar de agua se calcula de la concentración v/v corrigiendo el volumen molar parcial de los alcoholes y el agua y el 5% de impurezas en el etanol.

(39)

Elaboración del microtubo:

a) Sellar una pipeta de 1 mL (1/100) con un mechero, b) Medir de 3 a 4 cm a partir de la marca de cero.

c) Cortar y bordear a la flama midiendo 8 cm a partir del sellado, dejando un microtubo graduado (fig. 4). El microtubo, se pesa y se registra como W1. El microtubo se llena con agua destilada desde el borde sellado hasta la marca de cero a temperatura ambiente, la cual debe ser registrada para poder obtener la densidad del agua. El microtubo con agua se pesa y se registra como W2.

Figura 4. Microtubo.

La diferencia de pesos se registra como V1 de acuerdo a la densidad del agua, el cual, es el volumen de la porción no graduada del microtubo. El microtubo, se vacía y se vuelve a llenar a menos de 0.15 mL de la parte superior. Se tapa con el dedo y se invierte y la burbuja de aire se lleva por agitación hacia la parte inferior del tubo.

El microtubo invertido se sumerge en 20 mL de agua en un tubo que se encuentra en un baño de hielo a 4° C. Se inserta un termómetro en el tubo, de manera que su bulbo esté al nivel de la burbuja en el microtubo. Leer después de 10 minutos el volumen de la burbuja a los 4° C a partir de las graduaciones del microtubo y se registra como V2. Se coloca el aparato en baño María, primero a temperatura

(40)

ambiente y después con un calentamiento muy lento, cuidando que el termómetro se encuentre al nivel de la mitad de la burbuja. Se lee el volumen de la burbuja cada 5° C. Estas temperaturas se registran como T (° C) y los volúmenes correspondientes se registran como V3 volumen a 45 y 50° C se registra para cada solución. Recordar que la Ley de Raoult es para soluciones y la de Clausius Clapeyron para compuestos puros.

Para la ley de Raoult, se necesitan solamente el volumen inicial y los registrados.

La presión de vapor Pv del agua se calcula de la siguiente manera. El volumen v del aire a 4 °C se calcula: Vv1v2 (1)

El volumen de aire, Vtotal, a la temperatura T es:

VtotalV 1V 3 (2)

Los moles de aire, naire en la burbuja se calculan a partir de la ley de gases ideales, con P = presión atmosférica:

R K Pv

naire  /(277 ) (3) La presión del aire, Paire en el microtubo a la temperatura T es dada por:

total aire naireRT V

P  / (4)

Sustituyendo para naire de la ecuación 3; R cancelada y asumiendo que P es 1 atm, una suposición razonable para las condiciones climáticas cercanas al nivel del mar, la presión de vapor del agua en el microtubo esta dada por:

) / )(

277 / (

1 total

v T K v V

P   (5)

Para estudios de la ley de Raoult, donde T es constante a 318 K, la ecuación es:

) /

15 . 1 (

1 v Vtotal

Pv  (6)

En las ec. 5 y 6 v es el volumen de la burbuja de aire que se forma a los 4 °C y Vtotal

cada 5° C o a 50 y 45° C, dependiendo del caso que se esté trabajando.

(41)

El peso molecular de un alcohol se calcula de la siguiente manera. La ley de Raoult para una solución de dos componentes volátiles, donde el agua = 1 y el alcohol = 2, es PvP1P2X1P1 X2P2 (7)

Donde Pv es la presión de vapor sobre la mezcla de los dos componentes. Las presiones de vapor individuales de los componentes en la mezcla son P1 y P2. Las fracciones molares de los componentes son X1 y X2. La presión de vapor de los componentes no mezclados son P1yP2.

Ya que X2 1X1, la ecuación 7 puede ser re-escrita:

 

X1(P1 P2) P2

Ptotal (8)

Para una solución ideal, la gráfica de Ptotal vs. X1 da una línea recta con una pendiente P1P2 que se intercepta con P2.

Para calcular el peso molecular del componente 2, se rearregla la ecuación 8:

) /(

)

( 2 1 2

1

P P P P

X total (9)

La fracción molar, también está dada por:

)

1 nM /(nM W

X   (10)

Donde n, son los moles de agua, W es la masa de alcohol y M es el peso molecular del alcohol. Sustituyendo para X1 en la ecuación 9 y resolviendo para M

) (

/ )

(Ptotal P2 n P1 Ptotal W

M    (11)

Los parámetros termodinámicos de vaporización se determinan usando la ecuación de Clausius-Clapeyron:

S T H

RInPv  (1/ ) (12)

La entalpía (ΔH) y la entropía (ΔS) de vaporización se determinan por la regresión lineal de la gráfica de R lnPv vs. 1/T, donde R = 8.314 J mol-1K-1 y T es la temperatura absoluta en Kelvin.

(42)

El punto normal de ebullición del líquido se obtiene igualando Pv a una 1 atm de manera que:

Punto de ebullición = ΔH/ΔS (13)

Journal, 1999 V. RESULTADOS

Resultados de un experimento previo

Las gráficas de Clausius-Clapeyron de agua, etanol y metanol de los experimentos por duplicado son comparados en la Figura 6. Los calores de vaporización y entropías de vaporización calculadas a partir de la figura están en promedio dentro del 10% de los datos publicados, y los puntos de ebullición están en promedio dentro del 11% de los valores publicados.

Cuadro 9. Parámetros Termodinámicos determinados por la ley de Clausius – Clapeyron.

Parámetro Agua Etanol Metanol

Lit. Exp. Lit. Exp. Lit. Exp.

ΔH/kJmol-1 41 44 39 41 35 41

ΔS/Jmol-1K-1 110 120 110 110 100 120 T Ebullición/°C 100 94 79 100 65 69

(43)

Figura 5. Gráfica ley de Clausius - Clapeyron. R veces el logaritmo de la presión de vapor vs el recíproco de la temperatura absoluta de los experimentos por duplicado con agua (círculos), etanol (cuadros) y metanol (triángulos). Las líneas se ajustaron a la regresión lineal.

Figura 6. Gráfica Ley de Raoult. Presión de vapor a 50°C vs la fracción molar del agua de los experimentos por duplicado con soluciones acuosas de etanol (cuadros) y metanol (triángulos). Nuestros datos (símbolos rellenos) resueltos por el programa de Análisis Gráficos, son comparados con los datos publicados (símbolos no rellenos).

(44)

Figura 7. Gráfica de la Ley de Raoult. Presión de vapor vs la fracción molar del agua de los experimentos por duplicado con soluciones acuosas de etanol (cuadros) y metanol (triángulos) a 45°C. Las barras de error dan la desviación promedio (3%) de los datos de las medias.

Datos para el agua pura (X1=1) a 45°C fueron calculados de la Figura5.

En las gráficas de la ley de Raoult (figuras 6 y 7) los valores de P1 ° a 50°C y 45°C fueron calculados a partir de los datos de agua de la figura 5. Las gráficas de presión de vapor sobre las soluciones acuosas de etanol y metanol concuerdan con los datos publicados, dando desviaciones positivas de la ley de Raoult (fig. 6) Sin embargo, las gráficas para las soluciones de etanol al 25%, 50% y 75% v/v (X1= 0.92, 0.79, y 0.32) y metanol (X1 = 0.87, 0.70, y 0.44) fueron lineales (con coeficientes de correlación de 0.99 y 0.98 respectivamente) Las pequeñas barras de errores obtuvieron al promediar v/Vtotal para los experimentos por duplicado, los cuales se llevaron a cabo juntos. Los pesos moleculares de los alcoholes fueron promedios de los pesos moleculares calculados de la presión de vapor de las tres soluciones y no fueron diferentes significativamente de los pesos moleculares publicados. (Cuadro 10).

(45)

Cuadro 10. Peso molecular teórico de etanol y metanol.

Resultados del Experimento en el Laboratorio

Cuadro 11. Volumen desplazado por agua, etanol y metanol a diferentes temperaturas.

Alcohol Peso Molecular Literatura Calculada

Etanol 46 50 ± 5

Metanol 32 32 ± 3

AGUA ETANOL METANOL

T/°C V3 T/°C V3 T/°C V3

(46)

1. Tabular los datos

V.1 Cálculos

2. A partir de los datos tabulados, calcular Vtotal, Pv, Ptotal y fracción molar del agua, con base en las ecuaciones presentadas anteriormente.

Cuadro 12. Cálculo de Vtotal, Pv, Ptotal y fracción molar del agua.

T (K) V3 Vtotal Pv lnPv RlnPv* 1/T X1 Ptotal

* R = 8.31Jmol-1K-1 y T es la temperatura absoluta en Kelvin Dar un ejemplo de los cálculos realizados para cada variable.

3. Realizar las siguientes gráficas:

W1 = ________

W2 = ________

V1 = ________

V2 = ________

(47)

a. Ptotal vs. X1 da una línea recta con una pendiente P1°-P2° que se intercepta con P2°;

r = __________

m = __________

b = __________

a. RlnPv vs. 1/T, donde la pendiente es ΔH y la ordenada al origen es ΔS.

r = __________

m = __________

b = __________

Con los datos obtenidos, calcular lo siguiente:

M = ΔH = ΔS =

Realizar los cálculos de las variables obtenidas.

VI. DISCUSIÓN DE RESULTADOS.

VII. CONCLUSIONES.

VIII. BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA

Maron, S.H. 2004. Fundamentos de Fisicoquímica. Limusa, México: 221.

De Muro J.C. 1999. An inexpensive microscale method for measuring vapor pressure, assosiated thermodynamic variables, and molecular weight. Journal of Chemical Education. Vol 76: 1113 – 1115.

(48)

PRACTICA 4

Título de la práctica:

Determinación de volúmenes molares parciales de los componentes de una mezcla

Realizó: Revisó: Autorizó:

Fecha: Fecha: Fecha:

Contenido Página

I. INTRODUCCIÓN

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS III. OBJETIVO

IV. METODOLOGIA

IV. 1. Material y equipo IV. 2. Reactivos y soluciones

IV. 3. Requerimientos de seguridad IV.4. Disposición de residuos IV. 5. Procedimiento

V. RESULTADOS V.1 Cálculos VI. DISCUSION VII. CONCLUSIONES VIII. BIBLIOGRAFIA

(49)

I. INTRODUCCIÓN

La mayoría de las variables termodinámicas son de dos tipos: las propiedades extensivas, que dependen de la cantidad de la solución como son V, U, H, S, y G; y las propiedades intensivas que son independientes de la cantidad de la solución como son P y T.

Entre las variables termodinámicas intensivas están las Cantidades Molares Parciales definidas por Lewis de la manera siguiente:

Si X representa cualquier propiedad extensiva de las mencionadas anteriormente, de una solución de i componentes a temperatura y presión constantes, X será función de las variables independientes ni que representan el número de moles de cada componente, entonces:

i

nj

T i P

i dn

X dX

, ,

La magnitud o cantidad molar parcial se designa con una barra sobre la letra que representa la propiedad y con un subíndice que exprese el componente al cual se refiere el valor.

Como sabemos, en la mayoría de las soluciones, el volumen no es función lineal de la composición, es decir, no experimenta incrementos iguales de volumen con incrementos iguales de soluto en una cantidad fija de solución.

En esta práctica estudiaremos el volumen molar parcial Vi, el cual podemos definir como: El incremento en el volumen de una cantidad infinita de soluciones (o una cantidad tan grande que resultan insignificantes las variaciones de concentración), cuando se adiciona una mol del componente i, a temperatura y presión constantes, sin variar la composición de los otros componentes.

i

nj

T

n dn P

dV n

Lim

V







0 2 2 , ,

2

(50)

Existen diferentes métodos matemáticos o gráficos para determinar los volúmenes molares parciales, pero generalmente todos se basan en la determinación de las densidades de soluciones de diferentes concentraciones.

Si utilizamos el Método de la Ordenada la Origen o de las Tangentes, necesitamos introducir el concepto de Volumen Molar Promedio de la solución, Vm, que se define como el volumen de la solución (VT), dividido entre el número total de moles de los diferentes componentes presentes.

Para una mezcla binaria:

2

1 n

n Vm VT

 

Para obtener los valores de los volúmenes molares parciales, se elabora una gráfica de Vm contra fracción mol del componente 2. Sobre la curva obtenida, se traza una línea tangente en un punto que corresponda a una fracción mol especificada del componente 2.

La ordenada para x2 = 0 es el valor de V1, que corresponde al volumen molar parcial del componente 1 para esa composición en particular, y por lo tanto la ordenada en el eje paralelo cuando x2 = 1, será el volumen molar parcial del componente 2 para esa composición en particular. La pendiente de la tangente será la variación del volumen molar promedio con la concentración.

Si observamos los diferentes valores de los volúmenes molares parciales de los dos componentes, conforme la composición de la solución se acerca al componente 1 puro o al componente 2 puro, la propiedad molar parcial se acerca al valor del volumen molar del componente puro. De esta forma se puede obtener la variación de los volúmenes molares parciales, al ir modificando la concentración de un componente en la mezcla.

(51)

II. CONOCIMIENTOS PREVIOS 1. ¿Qué es una mezcla binaria?

2. ¿Qué características tienen las propiedades molares parciales?

3. ¿Cómo se define el volumen molar parcial?

4. Explique el Método de las Ordenadas y su aplicación en la determinación de volúmenes molares parciales.

5. ¿Qué importancia encuentra en la medición de los volúmenes molares parciales?

III. OBJETIVOS

Fabricar un micropicnómetro y usarlo para determinar densidades.

Calcular el volumen molar promedio a partir de los datos experimentales.

Mediante la aplicación del Método de las Ordenadas al Origen, determinar el volumen molar parcial de cada uno de los componentes para una composición dada.

IV. METODOLOGÍA

IV.1 MATERIAL Y EQUIPOS 1 Baño María

1 Balanza analítica

3 Jeringas de 5 mL o 10 mL, con manguera 1 Micropicnómetro

1 Termopar o termómetro de 100° C 2 Vasos de precipitado de 50 mL 1 Vidrio de reloj

10 matraces erlenmeyer de 10 mL con tapón 1 Lima

2 Soportes

(52)

1 mechero

2 Pinzas para bureta

1 Bulbo para pipeta Pasteur 1 Pinzas de disección

2 Microbureta de 2 mL y 10 mL (pipetas) 6 Pipetas Pasteur (de desecho)

IV.2 Reactivos y soluciones Metanol absoluto

Agua destilada

IV.3 Requerimientos de seguridad

Usar bata blanca de manga larga de algodón cerrada Zapato cerrado de piel o de seguridad.

Lentes de seguridad Guantes de látex Mascarilla

IV.4 Disposición de residuos

La pequeña cantidad de solución necesaria para enjuagar el micropicnómetro cada vez que se cambia de solución a medir, se almacena en un recipiente reservado expresamente para ello. Terminado el experimento, se mezclan todas las soluciones en el recipiente anterior, de tal forma que se diluyan las soluciones más concentradas con las más diluidas. El volumen total de residuos es aproximadamente 100 mL. Como la mezcla es prácticamente neutra, el soluto se encuentra muy diluido y es biodegradable, se desecha por la cañería.

Figure

Cuadro 2. Resultados de la determinación del porcentaje de Cloruro de  sodio  en la mezcla
Cuadro  3.  Resultados  de  la  preparación  de  una  solución  problema  a  partir de  una solución concentrada  de K 2 SO 4  y agua
Cuadro 4. Resultados de la preparación de una solución de NaCl a partir  de dos soluciones de diferente concentración
Cuadro 5. Resultados de la preparación de una solución de MgSO 4   a  partir de una cantidad pesada de la sustancia sólida y agua
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Referencias

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