DESCENSO TÉRMICO 1. OBJETIVOS Determinar el efecto térmico de dos mezclas frigoríficas a diferentes concentraciones.
2. INTRODUCCIÓN Una disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular (a diferencia de una suspensión) de dos o más sustancias químicas que no reaccionan entre sí, y cuyos componentes se encuentran en una determinada proporción, la cual varía entre determinados límites. Una disolución consta de una fase dispersa llamada soluto y una fase dispersante denominada disolvente. Las partículas del soluto se encuentran dispersas entre las moléculas del disolvente. Tanto el disolvente como el soluto pueden estar en diferentes estados de agregación, y el volumen de la disolución es menor, en general, que la suma de los volúmenes de las sustancias por separado. El soluto no puede separarse por centrifugación (no sedimenta) ni filtración, sino que es necesario recurrir a cambios de fase (UVEG, 2008). Las propiedades coligativas de una disolución son aquéllas que dependen de la concentración de soluto y no de la naturaleza del mismo, y están relacionadas con las fuerzas de interacción o cohesión entre moléculas dependiendo de la cantidad de soluto presente, y en concreto con la presión de vapor que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida en un recipiente cerrado (línea de equilibrio de fases). Experimentalmente se constata que a medida que se añade soluto a un disolvente, se alt eran algunas propiedades físicas de la disolución (Manzanares, 2017). La disolución es capaz de ejercer una presión osmótica, disminuye la presión de vapor en solutos no volátiles, el punto de ebullición es mayor (aumento ebulloscópico) y el de congelación. A este último fenómeno (disminución de la temperatura de fusión a presión constante) se le denomina descenso térmico (Manzanares, 2017). El estudio de las formas en las que es posible producir frío (disminuir la temperatura), basándose en principios químicos y físicos es lo que nos conlleva a estudiar las mezclas frigoríficas (Sánchez Pineda de las Infantas, 2001) Las mezclas llamadas frigoríficas deben su propiedad al enfriamiento que produce, en general, la disolución de un cuerpo solido en un líquido, porque el primero, pasando al estado líquido, hace pasar al estado latente cierta cantidad de calor sensible de la mezcla (Mellado, 1857).
Cuadro N°1. Mezclas frigoríficas. Materiales
Temperatura de equilibrio
Cloruro de amonio (NH4Cl) Nitrato de potasio (KNO3) Agua Cloruro de amonio (NH4Cl)
Temperatura de equilibrio
Nieve/hielo −12
°C / 10 °F / 261 K
Sal común (NaCl)
−18
°C / 0 °F / 255 K
Nieve/hielo −15.5
°C / 4 °F / 257.5 K
Agua Nitrato de amonio (NH4NO3) Agua
Materiales
Hidróxido de potasio, cristalizado (KOH)
−26 °C / −15 °F / 247 K
Nieve/hielo −15.5
Sulfato de sodio (Na2SO4) Ácido nítrico diluido (HNO3) Sulfato de sodio (Na2SO4) Ácido clorhídrico (HCl)
−51 °C / −60 °F / 222 K
°C / 4 °F / 257.5 K
cido sulfúrico, diluido (H2SO4) Nieve/hielo −16
−18
°C / 3 °F / 257 K
°C / 0 °F / 255 K
Cloruro de calcio (CaCl2) cido sulfúrico, diluido (H2SO4) Nieve/hielo
−55 °C / −67 °F / 218 K
−68 °C / −90 °F / 205 K
Fuente: Walker (1788). Al realizar una mezcla de hielo con alguna sustancia soluble en agua, como la sal, se produce una disminución de la temperatura la cual es proporcional a la cantidad de sustancia que se haya añadido. (Solano, 2013).
3. MATERIALES Y METODOS 3.1.
Materiales
-
Hielo granulado o picado
-
NaCl (sal de mesa)
-
Urea (comercial)
-
Recipientes de mezcla
-
Balanza de precisión
- Cuchillos -
Termómetro digital
3.2.
Métodos
a) Hielo - Sal
Se picó hielo finamente y se lo colocó en un recipiente amplio (jarra de 1000 ml). cantidades de 15, 30, 45, 60, 75 y 90 gr de acuerdo a las concentraciones (peso de mezcla 300 g).
•
1
Se pesó la sal en vasos de plastico obteniendo a diferentes concentraciones (5, 10, 15, 20, 25 y 30 %) pesos de 285, 270, 255, 240, 225 y 210.
•
2
Mezclar los granulos de sal con los trozos de hielo, y con ayuda del agitador se mezcló ( Cuchara).
•
3
Se midió la temperatura del contenido en el vaso, para esto se colocó el termómetro en la mezcla y se esperó a que la temperatura llegue a un valor constante es decir que ya no siga disminuyendo, se debe esperar unos segundos. •
4
b) Agua – Urea
Se disolvio 5 concetraciones de urea al 7, 14, 20, 30, 40 y 50 %; con un peso de mezcla de 100 g.
•
1
Se peso el agua cuyos valores fueron 7, 14, 20, 30, 40 y 50 g de acuerdo con a las concentraciones correspondientes.
•
2
disolvio con una varilla los granulos de urea con la ayuda de un agitador (cuchara)
•
3 Se midió la temperatura del contenido en el vaso, para esto se colocó el termómetro en la mezcla y se esperó a que la temperatura llegue a un valor constante es decir que ya no siga disminuyendo, se debe esperar unos segundos.
•
4
4. RESULTADOS Y DISCUSIONES 4.1.
Resultados Cuadro N°2. Concentraciones de la mezcla (NaCl: Hielo). NaCl : Hielo Concentración [%P/P] 5% 10 % 15 % 20 % 25 % 30 %
T [°C] -9.8 -11.5 -15.3 -17.7 -19.1 -19.5
0 0%
5%
10%
15%
20%
25%
30%
35%
-5
) C ° ( A R -10 U T A R E -15 P M E T
Punto Criohidratico o
y = -42.114x - 8.1133 R² = 0.9425
-20 -25
CONCENTRACIÓN NACL (%)
Figura N°1. Grafica de la Temperatura con respecto a la concentración. Cuadro N°3. Concentraciones de la mezcla (Urea: Agua) Urea : Agua Concentración [%P/P] 7% 14 % 20 % 30 % 40 % 50 %
T [°C] 20.1 18.2 15 7.7 5.6 4.2
25 ) 20 C ° ( A R 15 U T A R E 10 P M E T 5
y = -40.707x + 22.723 R² = 0.9418
Punto criohidratico o Temperatura mínima
0 0%
10%
20%
30%
40%
50%
60%
CONCENTRACION DE UREA (%)
Figura N°2. Grafica de la Temperatura con respecto a la concentración.
4.2.
Discusiones
El descenso del punto de congelación de una solución diluida depende de la concentración de soluto y del tipo de solvente utili zado. Las propiedades que dependen principalmente del número de partículas disueltas en lugar de la naturaleza de estas partículas se llaman propiedades coligativas (Osorio , 2009) Las temperaturas de congelación de las disoluciones son siempre menores que las del disolvente puro, debido a que la disolución tiene más entropía, más desorden, que el disolvente líquido puro. A mayor concentración de soluto, mayor desorden, mayor entropía en la disolución y, por lo tanto, menor temperatura y mayor descenso crioscópico (Mafart, 1994). Comprobando lo mencionado por Mafart, ya que cada vez que añadíamos más soluto la temperatura disminuía, como en él se aprecia en ambos casos tanto como para la sal: hielo y la urea: agua, observándose en los cuadros 1 y 2 que cuando esta tenían una concentración mayor la temperatura de congelación descendía hasta -19.5 para el caso de la sal y 4.2 para la urea. Según Covenin (1996) La determinación del descenso térmico se basa en el hecho de que las sustancias diluidas en un líquido puro provocan un descenso del punto de congelación, el cual es directamente proporcional a la concentración de soluto e inversamente proporcional a su temperatura. Comparado con nuestros datos la temperatura de descenso de las disoluciones en función de la concentración de NaCl: hielo y urea: agua, de acuerdo a los datos incluidos en el cuadro N°1 y 2 respectivamente, se puede apreciar una proporción inversa tanto en los datos como en
la pendiente dada en las gráficas cuyo valor es negativo. Donde al aumentar la concentración del soluto, este hace que la temperatura de congelación disminuya. El menor valor de descenso térmico para las mezclas refrigerantes lo podemos comparar con valores teóricos para el NaCl: Hielo y urea CO(NH2)2 : agua, cuyos valores experimentales fueron -19.5 y 4.2. Según Walker (1788) nos menciona en el cuadro N° 1, las temperaturas de equilibrio para la mezcla de sal comun con agua o hielo es de −18 °C (255 K) cuyo valor es cercano al obtenido. Según Connor (1982) Cuando se enfría un disolución comparando el comportamiento del agua pura con el de la disolución, la fase sólida no aparece hasta que la temperatura ha llegado a menos de 0ºC; lo que significa que la temperatura de la disolución es menor que la del agua pura. Este descenso de la temperatura depende de la cantidad de soluto presente; cuanto más soluto haya disuelto, menor será la temperatura de congelación . Además según Lewis (1993) a media que aumenta la concentración de solutos en la disolución, disminuye el punto crioscópico de la misma. Comprobándose esto en el experimento que a mayor concentración de sustancia, es decir a mayor cantidad de soluto disuelto en la solución, el punto de congelación disminuirá, lo cual se reflejó en la Figura N°1, presentada en lo resultados para el caso de la solución salina. Una explicación del porque el la temperatura del hielo disminuye al añadirle sal, según Di Prinzio et al. (2011) nos menciona que al añadir la sustancia al hielo, el calor se transfiere de la sal al hielo lo cual provocará que este último empiece a fundirse, por su parte, la sal se disuelve en las caras de los trozos de hielo. A medida que se añade más sustancia al hielo este sigue fundiéndose mientras que la solución concentrada tiende a diluirse, el hielo absorbe el calor de la disolución en una cantidad equivalente a su calor latente de fusión. Como la disolución se encuentra perdiendo calor esta empieza a enfriarse es decir su temperatura desciende (<0°C).
5. CONCLUSIONES Determinamos el efecto térmico de dos mezclas (NaCl: hielo y urea: agua) frigoríficas a diferentes concentraciones. Al añadir sal a temperatura ambiente al hielo troceado, éste empieza a fundirse, y se concluye que se disminuye el punto de congelación/fusión y se aumenta el punto de ebullición, y por tanto este punto de congelación es más bajo que 0°C (temperatura de congelación del agua-disolvente). Esta experimentación de las mezclas frigoríficas, tienen relación con las propiedades coligativas, ya que mientras más se aumentaba la cantidad de gramos de soluto (NaCl y urea), se realizaba más abatimiento del descenso de temperatura en la disolución.
6. REFERENCIA BIBLIOGRAFICA CONNOR, D. (1982). Química: experimentos y teorías. Barcelona, España: Ed. Reverté. Di Prinzio, C. L., Comes, R., & Ramia, M. (2011). CONDUCCIÓN Y CONVECCIÓN DEL CALOR EN EL AGUA. Facultad de Matematica, Astronomia y Fisica UNC. Escuela Superior Politecnica del Litoral - ICQ. (2003). Manual de Prácticas de Química General 2. Guayaquil. Fellows, P. (1994). Tecnología del procesado de los alimentos: Principios y prácticas. Zaragoza, España: Editorial Acribia. LEWIS, M. (1993). Physical Properties of Foods and Food Processing Systems. Zaragoza, España: Acribia. Mafart, P. (1994). Ingenieria industrial alimentaria (Vol. 1). zaragoza: Ed. Acribia. Manzanares, J. A. (2017). Apuntes de termodinámica. Mellado, D. (1857). Artes y manufacturas, de agricultura, minas, etc. (Vol. 2). paris, Italia. OSORIO , R. (2009). Manual de técnicas de laboratorio químico. Medelliín: Editorial Universidad de Antioquía. Prinzio, Comes, & Ramia. (2011). FAMAF. Recuperado el 27 de 12 de 20161, de http://www2.famaf.unc.edu.ar/materias/anteriores/0167/2011/Practico_9_2011.pdf Sánchez Pineda de las Infantas, M. T. (2001). Ingenieria del frio (Vol. 1). S.A. MUNDI-PRENSA. Solano, M. M. (2013). wordpress., https://maqsolano.files.wordpress.com/2013/09/laboratorioii.pdf UVEG. (2008). Guión de prácticas del Laboratorio de Termodinámica. 2. Walker, R. (1788). Los experimentos sobre la producción del frío artificial. 395-402.
