Practica solubilidad.docx

Universidad Central del Ecuador Laboratorio de Termodinámica I

ROBERTO J. PÉREZ PÉREZ


RESUMEN

La presente practica debidamente bien realizada se la hizo con la finalidad de obtener valores de diferentes sales bajo acción de la temperatura, valores de temperaturas de disolución y formación de sales (formación de cristales) aumentando el volumen del liquido en esencia una práctica sencilla pero de la cual se pueden obtener muchas conclusiones, por ejemplo la disminución en la temperatura de formación de los cristales y también el aumento del tiempo de formación conforme se aumenta el volumen del solvente, lo cual se detallara más adelante. Descriptores: Disoluciones Solubilidad Sales Temperatura    

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1. OBJETIVO 1.1 Estudiar la variación de la solubilidad de sales en agua con la temperatura 1.2 Identificar la temperatura de cristalización de las diferentes disoluciones 1.3 Construir la curva de solubilidad en función de la temperatura, para varias sales y conocer su utilidad 2. TEORÍA 2.1 Soluciones Una disolución (del latín disolutio), también llamada solución, es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o mássustancias, que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites.1 Describe un sistema en el cual una o más sustancias están mezcladas o disueltas en forma homogénea en otra sustancia.2 . También se puede definir como una mezcla homogénea formada por un disolvente y por uno o varios solutos. Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama. 2.2 Propiedades de las soluciones (propiedades coligativas) Las propiedades coligativas son propiedades físicas que van a depender del número de partículas desoluto en una cantidad determinada de disolvente o solvente Propiedades Coligativas La presión de vapor: Esta propiedad esta reflejada en la Ley de Raoult, un científico francés, Francois Raoult quien enunció el siguiente principio: “La disminución de la presión del disolvente es proporcional a la fracción molar de soluto disuelto”.

Este principio ha sido demostrado mediante experimentos en los que se observa que las soluciones que contienen líquidos no volátiles o solutos sólidos, siempre tienen presiones más bajas que los solventes puros. El cálculo de la presión se realiza mediante la fórmula que se muestra a la derecha. Las soluciones que obedecen a esta relación exacta se conocen como soluciones ideales. Las presiones de vapor de muchas soluciones no se comportan idealmente. Punto de ebullición y de congelación: El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor se iguala a la presión aplicada en su superficie. Para los líquidos en recipientes abiertos, ésta es la presión atmosférica.La presencia de moléculas de un soluto no volátil en una solución ocasiona la elevación en el punto de ebullición de la solución. Esto debido a que las moléculas de soluto al retardar la evaporación de las moléculas del disolvente hacen disminuir la presión de vapor y en consecuencia la solución requiere de mayor temperatura para que su presión de vapor se eleve o iguale a la presión atmosférica. La temperatura de ebullición del agua pura es 100 ºC. El agua pura hierve a 100°C y la presión del vapor es de 760 mm de Hg. Al preparar una solución de urea 1 molar, ésta solución no hierve a 100°C y la presión de vapor desciende por debajo de 760 mm de Hg. Para que la solución de urea hierva hay que aumentar la temperatura a 100,53°C y elevar la presión a 750 mm de Hg. El punto de ebullición de cualquier disolvente en una solución siempre es mayor que el punto de ebullición del disolvente puro. Cálculo del punto de ebullición: Para calcular la variación del punto de ebullición se aplica la siguiente fórmula: Te: diferencia entre los puntos de ebullición de una solución y del disolvente puro. Ke: constante molal de ebullición. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 0,52 ºC Kg/mol

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m: molalidad El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido se igualan. El punto de congelación se alcanza en una solución cuando la energía cinética de las moléculas se hace menor a medida que la temperatura disminuye; el aumento de las fuerzas intermoleculares de atracción y el descenso de la energía cinética son las causas de que los líquidos cristalicen. Las soluciones siempre se congelan a menor temperatura que el disolvente puro. La temperatura de congelación del agua pura es 0ºC. 2.3 Solubilidad, proceso de solubilidad Solubilidad en agua: Los compuestos que se disuelven en agua, se caracterizan por ser sales iónicas, y compuestos con enlaces covalentes polares. La forma en la que el agua disuelve a los solutos se le llama proceso de solvatación, este proceso se da debido a que la molécula del agua, rompe las interacciones entre las moléculas del soluto, este rompimiento se da porque los hidrógenos del agua (carga parcial positiva) interaccionan con la parte negativa de las moléculas a solvatar (en caso de ser un compuesto iónico es con el anión), y el oxígeno (carga parcial negativa) interacciona con la parte positiva de las moléculas a solvatar (catión si es iónico).

En la imagen anterior observa el fenómeno de solvatación de moléculas de cloruro de sodio: los Hidrógenos de la molécula de agua (blanco), interaccionan con los Cloruros (verde) y los Oxígenos (rojo) interaccionan con los sodios (azul). Las sustancias con enlace covalente polar se disuelven también en agua, esto se debe a interacciones entre las cargas parciales presentes en las moleculas, esto explica porque el agua disuelve a sustancias como el azúcar o el fenol, e igualmente porque el acetona alcohol son miscibles en agua.

En la imagen anterior se observan las interacciones entre el oxígeno de la molécula del agua con el carbono cargado parcialmente de forma positiva de la acetona y entre el hidrógeno de la molécula del agua y el oxígeno del carbonilo de la acetona. Solubilidad en disolventes no polares

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Las moléculas de soluto con enlaces covalentes no polares no interaccionan con la molécula del agua, por ello la mayoria de las moléculas orgánicas son insolublesl en agua. Las moléculas no polares se disuelven facílmente en disolventes con elance covalente no polar, por ello moléculas de benzoato de metilo es soluble en acetato de etilo. 2.4 2.4.1

Factores que afectan la solubilidad Naturaleza de los componentes

La solubilidad de una sustancia en otra está determinada por el equilibrio de fuerzas intermoleculares entre el disolvente y el soluto, y la variación de entropía que acompaña a la solvatación. Factores como la temperatura y la presión influyen en este equilibrio, cambiando así la solubilidad. La solubilidad también depende en gran medida de la presencia de otras sustancias disueltas en el disolvente como por ejemplo la existencia de complejos metálicos en loslíquidos. La solubilidad dependerá también del exceso o defecto de algún ion común, con el soluto, en la solución; tal fenómeno es conocido como el efecto del ion común. En menor medida, la solubilidad dependerá de la fuerza iónica de las soluciones. Los dos últimos efectos mencionados pueden cuantificarse utilizando la ecuación de equilibrio de solubilidad. Para un sólido que se disuelve en una reacción redox, la solubilidad se espera que dependa de las posibilidades (dentro del alcance de los potenciales en las que el sólido se mantiene la fase termodinámicamente estable). Por ejemplo, la solubilidad del oro en el agua a alta temperatura se observa que es casi de un orden de magnitud más alta cuando el potencial redox se controla mediante un tampón altamente oxidante redox Fe3O4-Fe2O3 que con un tampón moderadamente oxidante Ni-NiO.1 La solubilidad (metaestable) también depende del tamaño físico del grano de cristal o más estrictamente hablando, de la superficie específica (o molar) del soluto. Para evaluar la cuantificación, se debe ver la ecuación en el artículo sobre el equilibrio de solubilidad. Para cristales altamente defectuosos en su estructura, la solubilidad puede aumentar con el aumento del grado de desorden. Ambos efectos se producen debido a la dependencia de la solubilidad constante frente a la denominada energía libre de Gibbs asociada con el cristal. Los dos últimos efectos, aunque a menudo difíciles de medir, son de relevante importancia en la práctica [cita requerida] pues proporcionan la fuerza motriz para determinar su grado de precipitación, ya que el tamaño de cristal crece de forma espontánea con el tiempo. 2.4.2 Temperatura La solubilidad de un soluto en un determinado disolvente principalmente depende de la temperatura. Para muchos sólidos disueltos en el agua líquida, la solubilidad aumenta con la temperatura hasta 100 °C,2aunque existen casos que presentan un comportamiento inverso. En el agua líquida a altas temperaturas la solubilidad de los solutos iónicos tiende a disminuir debido al cambio de las propiedades y la estructura del agua líquida, el reducir los resultados de la constante dieléctrica de un disolvente menos polar. Los solutos gaseosos muestran un comportamiento más complejo con la temperatura. Al elevarse la temperatura, los gases generalmente se vuelven menos solubles en agua (el mínimo que está por debajo de 120 ° C para la mayoría de gases),3 pero más solubles en disolventes orgánicos.2 El gráfico muestra las curvas de solubilidad de algunas sales sólidas inorgánicas típicas.4 Muchas sales se comportan como el nitrato de bario y el arseniato ácido disódico, y muestran un gran aumento de la solubilidad con la temperatura. Algunos solutos (por ejemplo, NaCl en agua) exhiben una solubilidad bastante independiente de la temperatura. Unos pocos, como el sulfato de cerio (III) y el carbonato de litio, se vuelven menos solubles en agua a medida que aumenta la temperatura. Esta dependencia de la temperatura se refiere a veces como «retrógrada» o «solubilidad inversa». En ocasiones, se observa un patrón más complejo, como con sulfato de sodio, donde el cristal decahidrato menos soluble pierde agua de cristalización a 32 ° C para formar una fase anhidra más solubles.

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La solubilidad de los compuestos orgánicos casi siempre aumenta con la temperatura. La técnica de la recristalización, utilizado para la purificación de sólidos, depende de un soluto de diferentes solubilidades en un disolvente caliente y fría. Existen algunas excepciones, tales como determinadas ciclodextrinas

2.5

Cristalización

En este proceso, una sustancia sólida con una cantidad muy pequeña de impurezas se disuelve en un volumen mínimo de disolvente (caliente si la solubilidad de la sustancia que se pretende purificar aumenta con la temperatura). A continuación la disolución se deja enfriar muy lentamente, de manera que los cristales que se separen sean de la sustancia pura, y se procede a su filtración. El filtrado, que contiene todas las impurezas, se suele desechar.Para que la cristalización fraccionada sea un método de separación apropiado, la sustancia que se va a purificar debe ser mucho más soluble que las impurezas en las condiciones de cristalización, y la cantidad de impurezas debe ser relativamente pequeña.Comúnmente las impurezas están presentes en concentraciones bajas y ellas regresan a la solución aun cuando la solución se enfría. Si se necesita una pureza extrema del compuesto, los cristales filtrados pueden ser sujetos a re-cristalización y, naturalmente, en cada cristalización resulta una pérdida del soluto deseado que se queda en el líquido madre junto con las impurezas.El solvente ideal para la cristalización de un compuesto particular es aquel que: No reacciona con el compuesto. Hierve a temperatura por debajo del punto de fusión del compuesto. Disuelve gran cantidad del compuesto cuando esta caliente. Disuelve una pequeña cantidad de compuesto cuando esta frío. Es moderadamente volátil y los cristales pueden ser secados rápidamente. No es tóxico, no es inflamable y no es caro las impurezas deberían ser insolubles en el solvente para que puedan ser separadas por filtración. 

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3. PARTE EXPERIMENTAL 3.1

3.2

Materiales y equipos 1. Tubos de ensayo 2. Pipeta Volumetrica 3. Balanza 4. Vaso de Precipitacion (A:± 50 mL; R:0-500 mL) 5. Termometro (A: ±1°C; R: -20°C a 100°C) Sustancias y reactivos 1. NH4Cl (Cloruro de Amonio) 2. KCl (Cloruro de Potasio) 3. KNO3 (Nitrato de Potasio

3.3 Procedimiento

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3.3.1 Pesar la sal y colocarla en el tubo, cuidando de que no se quede en las paredes del tubo. 3.3.2 Agregar el agua destilada al tubo, procurando que toda quede en el fondo. 3.3.3 Calentar hasta formar la solución. 3.3.5 Dejar enfriar, observar la formación de los primeros cristales y tomar la temperatura. 3.3.6 Calentar nuevamente la solución para tomar una segunda temperatura. 3.3.7 Agregar la alícuota y repetir el procedimiento desde el paso 3.3.3, hasta llegar a un volumen final de la solución. 4. FUNDAMENTO DEL MÉTODO La practica de solubilidad se sustenta en un puntos importantes como temperatura, volumen de solvente, masa de soluto, que nos indica la cantidad de exitente de cierta sustancia (solida en este caso) 5. DATOS 5.1 Datos experimentales Tabla 5.1-1 Pesos de las sales utilizadas Sal NH4Cl KCl KNO3

Peso W, [g] 3,1 3,4 3,0

Agua (ml) 5,0 7,5 3,0

Tabla 5.1-1 Datos Experimentales NH4Cl KCl KNO3 V (ml) T V (ml) T V (ml) 5,0 69 7,5 44 3,0 5,5 58 7,9 39 4,0 6,0 49 8,3 33 5,0 6,5 40 8,7 30 6,0 7,0 31 9,1 27 7,0

Alicuola 0,5 0,4 1,0

T 72 69 59 47 42

6. CÁLCULOS 6.1 Cálculos de la solubilidad de las sales *Para los cálculos consideraremos la densidad del agua como 1 S = W/100gH2O

Ec 6.1-1

MH2O = VH2Odh2o

Ec 6.1-2

S = W/ VH2O dh2o Cálculo de la solubilidad para el KNO3 

Ec 6.1-3

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

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Cálculo de la solubilidad para el NH4Cl 

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              

Tabla 6.1-2 Resultados de Solubilidad NH4Cl KNO3 Solubilidad t [°C] Solubilidad t [°C] [g sal/100gH2O] [g sal/100gH2O] 62,00 56,36 51,67 47,69 44,29

69 58 49 40 31

100,00 75,00 60,00 50,00 42,86

72 69 59 47 42

7. ERRORES 7.1 Errores cualitativos 7.1.1 Errores aleatorios Dentro de estos errores de encontramos la dificultad de mantener una limpieza absoluta de los tubos de ensayo, lo cual puede afectar sustancialmente los valores que se obtienen 7.1.2 Errores sistemáticos En este caso se puede citar errores tales como fallas en los instrumentos de medición, lo cual no es aplicable en esta practica, otro de los errores que pueden afectar es la medición de temperaturas con el termómetro, en especial cuando el nivel de mercurio del termómetro apunta entre una y otra línea de la escala, lo que podría afectar la lectura de cada una de las mediciones. 8. DISCUCIÓN La practica presenta varios puntos de análisis dentro de lo que se refiere al grado de afectacion de temperatura y de naturaleza de soluto, que nos indica que los valores entre una sustancia y otra cambian al momento de aplicar calentamiento a la disolución, podemos observar por ejemplo en el caso del KCl (cloruro de potasio) que el aumento del liquido solvente aumenta también el tiempo de formación de cristales cuando empieza el enfriamiento de la solución además de la gradual disminución de la temperatura de formación de cristales que nos indica que el tiempo de formación de cristales es directamente proporcional a la variación del volumen (aumento en este caso) e inversamente proporcional a la variación de la temperatura de formación de cristales (disminución en este caso). Como recomendación se debe tener muy en cuenta que al momento del enfriamiento para la formación de cristales no se debe usar agua fría, pues el vidrio del tubo de ensayo puede romperse . 9. CONCLUSIONES Se puede observar claramente el efecto de la naturaleza de solvente en el proceso de disolución, evidenciado en los valores de variación de temperatura entre una sal y otra. La temperatura de formación baja conforme aumenta el volumen o cantidad de solvente, manteniendo constante la cantidad de solvente. El proceso de enfriamiento de la solución para la formación de cristales de la sal respectiva presenta un incremento en el tiempo de formación de cristales.

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10. APLICACIONES La solubilidad de una sustancia nos permite predecir su comportamiento frente a otra sustancia, por ejemplo, una sustancia soluble en agua seguramente tambien lo será en alcoholes de bajo peso molecular. Nos ayuda a caracterizar una sustancia, es decir, a saber qué sustancia es la que estamos tratando, y poder aproximarnos a su identidad, el llamado análisis químico cualitativo. Otra es la cristalización fraccionada en donde se disuelve una mezcla de compuestos en un solvente y se va variando la temperatura para cristalizar a determinada temperatura solo uno de los compuestos. Se usa para separar compuestos. 11. REFERENCIA BIBLIOGRÁFICA http://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica/Tema4.html http://www.prepa9.unam.mx/academia/cienciavirtual/solubilidad%20febrero/solubilidad%20febrero/proceso _de_solubilidad.html http://www.ecured.cu/index.php/Cristalizaci%C3%B3n http://espanol.answers.yahoo.com/question/index?qid=20111015101502AAK1YjB http://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica/Tema4.html http://www.prepa9.unam.mx/academia/cienciavirtual/solubilidad%20febrero/solubilidad%20febrero/proceso _de_solubilidad.html http://www.ecured.cu/index.php/Cristalizaci%C3%B3n http://es.answers.yahoo.com/question/index?qid=20090406192350AAA5mw8 11 ANEXOS 12.1 Diagrama del equipo (Ver anexo 1) 12.2 Curvas experimentales de solubilidad (Ver anexo 2) 13. CUESTIONARIO 13.1 La solubilidad del BaCl2 en agua destilada a diferentes temperaturas se muestra en la tabla siguiente:

Si se disuelven 45 g de BaCl2 en 100 g de agua destilada, calentada a 80 °C y la disolución se enfría muy lentamente hasta 50 °C sin que se observe precipitado. Se añade un microcristal (de masa despreciable) de la sustancia y se observa que aparece un precipitado. Se continúa enfriando hasta 30 °C. Trace la gráfica de solubilidad del BaCl2.

Solubilidad del BaCl2 70 60 50 40 b 30 u l 20 o S 10 0 d a d i l i

0

10

20

30

40

50

60

70

80

100

Temperatura

Diga que tipo de disolución se tiene al inicio, a los 50 °C y luego desde que se añade el micro cristal en adelante. A la temperatura de 80°C

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

    

En este punto es una solución insaturada ya que solo se ha utilizado 45 de los 52.4 g. A la temperatura de 50°C 

    

¿Cuántos gramos de BaCl2 precipitan? Explique la diferencia entre una solución no saturada, una saturada y una solución sobresaturada. SOLUCIÓN INSATURADA: Contiene una pequeña cantidad del soluto diluida en el disolvente y esta cantidad es más pequeña que la cantidad límite en la solución saturada. 1 vaso de leche con 2 cucharadas de chocolate SOLUCIÓN SATURADA: Es aquella solución que no disuelve más soluto; es decir la solubilidad de soluto llego a su límite, esta solución se encuentra en un equilibrio dinámico. 1 vaso de leche con 4 cucharadas de chocolate SOLUCIÓN SOBRESATURADA: Contiene mayor cantidad de soluto que la solución saturada; este se pudo disolver en la solución a una temperatura superior a la solución saturada 1 vaso de leche con 8 cucharadas de chocolate

13.3Explicar el significado de la pendiente de la curva de solubilidad. En el caso del BaCl2 la curva de solubilidad nos indica la variación que sufre esta con respecto a la temperatura, la cual como se puede apreciar va incrementándose, a medida que aumenta la temperatura la solubilidad también lo hace. 13.4 Según la respuesta anterior explique a cual de las sales hubiese afectado más si un poco de esta se hubiese quedado pegada en la pared del tubo de ensayo durante la experiencia El efecto se podría haber visto mas afectado para el caso del NH4Cl que tiene una curva de evolución un poco mas lineal. 13.5 Defina con sus propias palabras correctamente, mezcla, suspensión y emulsión Mezcla: La definimos como la unión de 2 o más sustancias en relación de la interacción que sufren la llamamos homogénea cuando no se puede determinar las fases de la mezcla (agua y alcohol) y es heterogénea, cuando podemos distinguir las fases en la mezcla (agua y aceite). Suspensión: una suspensión es una mezcla heterogénea formada por un sólido en polvo esto es pequeñas partículas no solubles llamada fase dispersa que se dispersan en un medio líquido llamada fase dispersante o dispersora. Emulsión: Es la que llamamos mezcla de líquidos inmiscibles de manera más o menos homogénea o sea distiguiendo las fases.

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ANEXO No. 1

Balanza

Estufa eléctrica

Tubos de Ensayo Pipeta

NH4Cl

KNO3

Vaso de Precipitacion (H2O) ANEXO No. 2

Solubilidad del NH4Cl 70 60 50 40 30 20 o S 10 0

d a d i l i b u l

69

58

49

40

31

Temperatura

Solubilidad del HNO3 d a d i l i b u l o S

70 60 50 40 30 20 10 0 72

69

59

47

42

Temperatura

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