Manual de Practicas

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA IV

BENEMERITA UNIVERSIDAD AUTONOMA DE PUEBLA

FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA

FISICOQUIMICA IV INTEGRANTES: Bravo Pastrana Manuel Isaac Juárez Meléndez Omar Rubén Segundo Alarcón María Guadalupe

201526561 201526561 201508677 201547760

PROFESOR (A): JOSE ANDRES REYES AVENDAÑO MANUAL DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO FISICOQUÍMICA IV SECCION: 003 EQUIPO: 2

PLANCHA: 2 1


PRACTICA 1: 1: VOLÚMEN PARCIAL MOLAR EN UN SISTEMA BINARIO OBJETIVO: Determinación del volumen molar parcial de una mezcla binaria FUNDAMENTOS:

Las magnitudes termodinámicas como la entropía S, energía interna E, volumen V ó entalpía H son magnitudes extensivas, ext ensivas, que dependen de la cantidad de Sustancia. Es conveniente introducir magnitudes termodinámicas que no dependan de la masa y tengan un valor determinado en cada punto del sistem a. En otras palabras, hemos de cambiar las variables extensivas en intensivas. Esto se hace dividiendo por la masa (El cociente entre dos magnitudes extensivas es una magnitud intensiva). Así aparecen las magnitudes molares y, para una mezcla de componentes, se define la magnitud molar parcial. Se cumple que toda propiedad extensiva, X, de una mezcla viene dada por: X  X 1 n1  X 2 n 2  ......  X i n i

Donde es la magnitud molar parcial del constituyente i. Dicha magnitud representa la contribución por mol del componente i a la propiedad total X del sistema y se define así: 

X i    X



   n i  T , P , n

j  i

Así, por ejemplo, el volumen molar parcial, V , expresa el aumento que experimenta el volumen del sistema en la adición, a P y T ctes de una mol de i a una cantidad tan grande de aquel que no produce cambio apreciable en la concentración. El valor de V variará, i

i

naturalmente con la concentración de i. En una mezcla ideal, V

0 i

V i

, es igual al volumen molar

de la sustancia pura.

Para determinar volúmenes molares parciales en mezclas binarias es adecuado el método de las ordenadas en el origen. Consideremos, por ejemplo, una mezcla binaria con un total de un mol de ambos componentes, cuyas fracciones molares son x1 y x2. Por tanto:

x 1  x 2  1  dx 1  dx

2

 0

Como: V  V 1 x 1  V 2 x 2 dV  V 1 dx 1  V 2 dx

2

2

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA IV dx 1   dx

2

dV  V 2  V 1 dx

2

Si los volúmenes de mezclas de distinta composición, pero con una molaridad total unidad, se representan frente a las fracciones molares del componente 2, (Fig. 1), entonces las ordenadas en el origen BD y AC de la tangente a la curva en la fracción molar x2, son iguales a V2 y V1, para dicha composición. Sea α el ángulo formado por la tangente y la

línea V=0; teniendo en cuenta la ecuación 2, se verificará: tg    dV / dx

2



V 2  V 1

Ahora, bien: bien: BD  V  x 1 tg   V 1 x 1  V 2 x 2  x 1 V 2  V 1  BD  V 2  x 2  x 1   V 2

Análogamente: Análogamente: AC  V  x 2 tg   V 1

Figura 1.- Método de las intersecciones para calcular magnitudes molares parciales. Así mismo, las intersecciones intersecciones sobre los ejes de coordenadas de las tangentes tangentes a la curva que resulta de representar la inversa de las densidades frente al % en peso, dan los volúmenes específicos parciales; si estos los multiplicamos por la respectiva masa molecular dan los volúmenes molares parciales. 3


METODOLOGIA: CALENTAR EL AGUA DESTILADA DESTILADA A 25° C

AFORAR UN MATRAZ DE 100 ml

VACIAR EL AGUA A UN VASO DE PRECIPITADO Y AGREGAR 1 G DE C2H2O4

MEDIR EL VOLUMEN SOBRANTE DE LA SOLUCION CON UNA PIPETA Y ANOTAR

MEDIR 100 ml EN EL MATRAZ AFORADO

AGITAR HASTA DISOLVER

SEGUIR EL MISMO PROCEDIMIENTO AGRAGANDO GRAMO A GRAMO EL C2H2O4

CUESTIONARIO: 1.- Cons C ons truir una tabla tabla con los los dato datoss obtenidos obtenidos : g (soluto)

g (disolvente)

n (soluto)

V (sobrante)

VT

[m]

1 2 3 4 5

100

0.017230744

0.4

100.4

0.172307438

100

0.034461488

0.7

100.7

0.344614876

100

0.051692231

1.4

101.4

0.516922313

100

0.068922975

1.7

101.7

0.689229751

100

0.086153719

2.4

102.4

0.861537189 4

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA IV 6 7 8 9 10

100

0.103384463

2.9

102.9

1.033844627

100

0.120615206

3.1

103.1

1.206152065

100

0.13784595

3.6

103.6

1.378459503

100

0.155076694

3.7

103.7

1.55076694

100

0.172307438

3.7

103.7

1.723074378

2.- G rafi car el V T de de la mezcla vs. Molalidad. Y V T vs vs n (número de mol de s oluto)

5


3.- Determi D eterminar nar la pendiente pendi ente y calcula calcu larr el volumen molar molar parc ial.

6


4.- Defi nir ni r una propiedad parci al molar. molar.

Para caracterizar matemáticamente las propiedades no aditivas de las mezclas, se define una propiedad parcial. Así, por ejemplo, el volumen parcial molar del componente i es es la variación del volumen total de solución que se produce en la adición del componente i, para unas condiciones de concentración, temperatura y presión, especificadas:

Siendo:

= volumen parcial molar del componente i. La derivada parcial:

7


Se puede medir experimentalmente observando la variación de volumen de un sistema tan grande que la adición de 1 mol de componente i no no produzca variación de composición.

5.- Escribir 5 ejemplos de disoluciones ideales y 5 ejemplos de disoluciones reales. Disoluciones ideales: Benceno-Tolueno, Acetonitrilo- Nitrobenceno, n-pentano - nhexano, , clorofomo-diclorometano.

2 

Disoluciones reales: Acetona-Cloroformo, Acetona-disulfuro de carbono, etanolcloroformo, etanol-agua, etanol-disulfuro de carbono. cara cterístico en OBSERVACIONES: De los gráficos 1 y 2 se observa un patrón característico los cambios del volumen total con respecto a los números de moles de soluto y la molalidad, a medida que los volúmenes totales aumen tan estas 2 medidas también, por lo tanto, se tiene que el volumen total de cada componente cambia cuando se mezclan los componentes en diferentes proporciones, no será el mismo volumen cuando se le añaden 2 g de soluto que cuando son 6g. Esta variación se debe a las fuerzas intermoleculares que están presentes en las moléculas, ya que el entorno de cada una de estas cambia, cuando los númer os de moles de soluto y por ende la composición cambia, esto produce que al estar en diferentes entornos se modifiquen las condiciones.

CONCLUSIONES: El efecto de las variaciones del volumen total se debe a las diferencias a nivel molecular por las diferencias entre las fuerzas intermoleculares existentes en la disolución con respecto a la de los componentes puros, debido también a la diferencia de tamaño y forma de las moléculas que la componen. Se concluye entonces que debido a las grandes interacciones que hay entre las moléculas de la solución hay una diferencia con respecto al comportamiento ideal de la solución.

BIBLIOGRAFIA: o o

o

http://navarrof.orgfree.com/Docencia/FQaplicada/UT3/materialVolparcMolar.pdf http://ecaths1.s3.amazonaws.com/quimicafisicafacena/1727206640.TPN%C2%BA1_PROP IEDAD%20MOLAR%20PARCIAL%201.doc Henley, E.J y Rosen, E.M, Cálculo de Balances de Materia y Energía. Editorial Reverté , S.A. Barcelona, 1978.

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PRACTICA 2 MISCIBILIDAD PARCIAL EN UN SISTEMA LÍQUIDO-LÍQUIDO.

OBJETIVO: Interpretar el diagrama Temperatura vs Composición y determinar la temperatura critica de disolución para el sistema fenol – agua.

FUNDAMENTOS:

Cuando intentamos mezclar dos líquidos, a presión atmosférica, podemos observar uno de los tres comportamientos siguientes: a) Los líquidos son miscibles en todo el rango de temperaturas y en todo el rango de composiciones, como ocurre por ejemplo al mezclar agua y etanol. b) Los líquidos son inmiscibles y no se mezclan a ninguna composición ni temperatura, como ocurre por ejemplo al mezclar agua y nitrobenceno. c) Los líquidos se manifiestan como miscibles o inmiscibles en función de la temperatura y de la proporción en que los intentemos mezclar. En este caso decimos que son líquidos parcialmente miscibles y un ejemplo típico es el sistema agua-fenol.

Un diagrama de fases nos dice en qué condiciones de equilibrio existe una o dos fases. En la Figura 1, el punto a está situado en la llamada región homogénea. Esto indica que el en peso peso y una temperatura temperatura de de unos unos 65 ◦C es miscible y aparece aparece sistema agua –fenol al 50 % en con una única fase homogénea. Si descendemos la temperatura hasta llegar al punto b, observaremos un cambio de fase. Se trata de una transición en la que el sistema se vuelve inmiscible y comienza la formación de una segunda fase, lo cual se evidencia porque la disolución cambia de transparente a turbia. turbia. Al seguir disminuyendo la temperatura y llegar a un punto como el c, el sistema agua –fenol vuelve a ser transparente, pero con dos fases separadas claramente distinguibles. Ambas fases contienen los dos componentes, pero una de ellas (la más densa situada debajo) es más rica en fenol y la otra es más rica en agua (con respecto a la composición media, que es la del punto a). Las composiciones de estas fases cambian con la temperatura y el diagrama de fases es una representación Fenol gráfica de dicho cambio. Así, por ejemplo, cuando el Figura 1: Diagrama de Fases del sistema Agua – Fenol a 1 atm halla a unos 45 ◦C, ◦C, sistema agua –fenol al 50 % en peso se halla las dos fases separadas tienen las composiciones marcadas por los puntos l 1 y l 2 2, mientras que la composición media sigue siendo 50 % en peso y viene marcada por el punto c.

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La unión de puntos como l 1 y l 2 2 a a distintas temperaturas define la curva de coexistencia de fases. Dicha curva muestra un máximo que se conoce como punto crítico y a las correspondientes temperatura y composición se les conoce como temperatura y composición críticas. Por encima de la temperatura critica T c, siempre se forma una fase homogénea sea cual sea la composición. Por debajo de T c existe un rango de concentraciones en que la mezcla forma dos fases este rango se conoce como el intervalo de inmiscibilidad y y su anchura aumenta al descender la temperatura.

METODOLOGIA:

Se prepararon las mezclas siguientes:

Se coloca el primer tubo a baño térmico, se mantiene en agitación continua usando pera ello el termómetro. termómetro.

La diferencia entre estas dos temperaturas no debe ser mayor a 1°C. Se repite el procedimiento con todas las muestras. El baño térmico no debe pasar los 70 °C.

Emplea un baño de hielo y agua en caso de que a T ambiente no aparezca la turbidez.

No. de tubo 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Fenol, g 1.00 1.50 2.00 2.50 3.00 3.50 4.00 4.50 5.00

Agua, mL 5.00 4.50 4.00 3.50 3.00 2.50 2.00 1.50 1.00

Se calienta hasta que la solución se vuelva transparente. Se anota la temperatura a la cual la solubilidad es mutua en las dos fases temperatura de miscibilidad (T1).

Se retira inmediatamente el tubo del baño y se continúa agitando hasta la aparición del primer indicio de turbidez u opalecencia, anotando la temperatura de estratificación (T2).

Se repitió el procedimiento con cada tubo.

CUESTIONARIO:

10


1.- Tabular las temperaturas de miscibilidad, de estratificación y la temperatura media de cada ensayo, la cual c ual representa la temperatura a la cual se alcanza la disolución total de la mezcla. g, g, (T1) (T2) Temperatura de FENOL AGUA Temperatura estratificación. de miscibilidad.

No. DE TUBO 1 2 3 4 5 6 7 8 9

1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5

5 4.5 4 3.5 3 2.5 2 1.5 1

55 67 65 60 59

Temperatura Media

54 66 64 68 65

59 58

68 38 22.5 22.5

54.5 66.5 64.5 67 64

67 37 22.5 22.5

59.5 58.5

67.5 64.5 67.5 37.5 22.5 22.5

2.- Reportar para cada muestra la fracción molar de fenol y de agua.

  = +  = 1− 

Para calcular la fracción molar del Fenol Para calcular la fracción molar del Agua

PM del Fenol = 94.11 g

PM del Agua = 18 g

No. DE TUBO

FENOL

AGUA

g,



 



 

1 2 3 4 5 6 7 8 9

1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5

5 4.5 4 3.5 3 2.5 2 1.5 1

0.01062586 0.0159388 0.02125173 0.02656466 0.03187759 0.03719052 0.04250345 0.04781639 0.05312932

0.27777778 0.25 0.22222222 0.19444444 0.16666667 0.13888889 0.11111111 0.08333333 0.05555556

0.03684372 0.05993407 0.08728542 0.12019712 0.1605566 0.21121448 0.27668896 0.36459388 0.48883819

0.96315628 0.94006593 0.91271458 0.87980288 0.8394434 0.78878552 0.72331104 0.63540612 0.51116181

g,

3.- Graficar: a) Temperatura media vs. Fracción molar de fenol.

11

T U B O S U C I O


b) Temperatura media vs. Fracción molar de agua.

12


4.- Determina la temperatura y composición del de l punto crítico empleando la ley del diámetro rectilíneo.

13


De las 2 graficas mostradas anteriormente de la temperatura media vs la fracción molar del fenol se pueden observar los siguientes datos: Grafica 1

Tc [°C] 67.5

Xc 0.2105 Grafica 2

Tc [°C] 67.5

Xc 1 0.12

Xc 2 0.2115

5.- Observaciones y conclusiones. De la práctica se puede observar que las 2 sustancias empleadas, fenol y agua son inmiscibles entre sí por lo que tuvieron que elevarse a una temperatura a punto medio para que se diluyeran ambas sustancias, a pesar de que ambas sean polares. Según las pruebas anteriores se pudo comprobar el principio de miscibilidad en estas 2 sustancias. Se concluye entonces que la temperatura es un factor clave que determina cuando 2 sustancias parcialmente miscibles tienden a disolverse entre sí. Sobre las medidas obtenidas del punto crítico se concluye que es mejor tomar en cuenta las primeras medidas, en los puntos en los que se tenía duda ya que al tomarse en cuanta las otras pasa algo muy singular, hay 2 puntos máximos con composiciones diferentes, pero solo uno de ellos es similar en ambas graficas.

6.- Referencias https://www.academia.edu/5273200/Equilibrio_liquido_liquido

14


PRACTICA 3 CONSTRUCCIÓN DE DIAGRAMA LÍQUIDO-LÍQUIDO A PARTIR DE MÉTODO ANALÍTICO OBJETIVO: Obtener la curva de calibración Índice de refracción (I.R) – Fracción molar (Xi) para un sistema binario.

FUNDAMENTOS: Dentro de los métodos analíticos más utilizados para la determinación de la composición de muestras de composición desconocida en sistemas binarios y ternarios se encuentran los métodos que utilizan la cromatografía de gases, el índice de refracción y la espectrofotometría. El I.R es una propiedad que se utiliza como método de análisis en sistemas binarios cuando la diferencia entre los índices de refracción de las sustancias puras no es muy cercana, es decir, cuando el rango entre los componentes puros es amplio. Si se emplea esta técnica cuando el I.R en las sustancias puras es muy cercano se presenta un máximo en la curva de calibración por lo que para cada valor de I.R se pueden encontrar dos valores de composición. o

Equilibrio líquido-líquido en sistemas binarios

Si se considera la mezcla de dos líquido A y B a presión y temperatura constante, en cantidades nA y nB, el equilibrio de fases se alcanza cuando G disminuya, es decir cuando la energía libre de la mezcla sea menor que la energía ene rgía libre de los dos componentes puros. La energía libre de mezcla ∆G mezcla se define como el cambio en la energía libre del sistema al llevar a cabo el proceso de mezclar ambos líquidos, véase la ecuación (1.1)

En

la

ecuación

(1.2)

se

observa

por

cada

mol

de

mezcla

como se presenta en la figura 1.1

15


En (a) la ∆G mezcla es negativa en todo el intervalo de concentración, por lo que

ambos líquidos son totalmente miscibles a la presión y temperatura implicadas. En (b) ∆G mezcla > 0, por lo que ambos líquidos son inmiscibles, a la presión y temperatura de trabajo. En (c) se representa una situación más compleja. ∆G mezcla < 0, luego ambos ambos líquidos son miscibles. Sin embargo, si la mezcla tiene una concentración entre x1 y x2, ∆G mezcla es menor si el sistema se separa en dos fases, de concentración x1 y x2 respectivamente. Se habla en este caso de que a la presión y temperatura de trabajo los líquidos son parcialmente miscibles. Los líquidos son miscibles en concentración x menor que x1 y x mayor que x2, pero no en concentración intermedias. El hecho de que dos líquidos sean parcialmente miscibles a una temperatura y presión, y que en otras condiciones sean totalmente miscibles o inmiscibles, se debe a las contribuciones de la entalpía y de la entropía al proceso de mezclado, por ejemplo el efecto que produce la variación de la temperatura, véase las ecuaciones (1.3) y (1.4)

Aunque se considera considera que ∆H mezcla y ∆S mezcla varían poco con la temperatura

si la variación de ésta no es muy grande, una variación de temperatura puede implicar un cambio de signo en ∆G mezcla, pudiéndose obtener diagramas de fase líquido-líquido diversos como se observa en la figura 1.2, en los que la presión se mantiene constante, y en los que se observan puntos de temperatura crítica inferior, temperatura inferior de cosolubilidad (LCST), de temperatura crítica superior, temperatura superior de cosolubilidad (UCST), o ambos, respectivamente.

16


METODOLOGIA: Se prepararon las mezclas siguientes con metanol y etanol respectivamente:

Encender refractómetro ABBE, conectar la bomba para mantener una temperatura de 20° C, para después calibrar.

Efectuar la determinación de I.R en el refractómetro ABBE,.

No. de tubo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Agua, mL 5.00 4.70 4.50 4.00 3.50 3.00 2.50 2.00 1.50 1.00 0.05 0.00

Etanol , mL 0.00 0.30 0.50 1.00 1.50 2.00 2.50 3.00 3.50 4.00 4.50 5.00

Anotar en la tabla el I.R correspondiente al sistema que se esté trabajando.

CUESTIONARIO 1.- Construir una tabla con los datos obtenidos Conversión de mililitros a gramos de agua, metanol y etanol; con densidades a 20° C 17


1. AGUA DENSIDAD = 998.29 kg / m3 = 0.9982

g/ mL

2. METANOL DENSIDAD = 792 kg/m³ = 0.792

g/mL

DENSIDAD = 789 kg/m³ = 0.789

g/mL

3. ETANOL

Tabla Etanol

  = +  = 1− 

Para calcular la fracción molar del Etanol Para calcular la fracción molar del Agua

PM del Etanol = 46.06 g/mol No. DE VIAL 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

mL, AGUA 5 4.7 4.5 4 3.5 3 2.5 2 1.5 1 0.05 0

mL, ETANOL 0 0.3 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5

PM del Agua = 18 g/mol g, AGUA 4.991 4.69154 4.4919 3.9928 3.4937 2.9946 2.4955 1.9964 1.4973 0.9982 0.04991 0

g, ETANOL 0 0.2367 0.3945 0.789 1.1835 1.578 1.9725 2.367 2.7615 3.156 3.5505 3.945

IR 0 0.00513895 0.26064111 0.01933535 0.03318257 0.00856492 0.24955 0.01712983 0.22182222 0.07168731 0.02569475 0.19409444 0.11690632 0

0.27727778

1

1.333

0.98066465

1.3355

0.96681743

1.3383

0.92831269

1.3425

0.88309368

1.3486 18

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA IV 0.03425966

0.16636667 0.17076354

0.82923646

1.3542

0.04282458

0.13863889 0.23599558

0.76400442

1.3579

0.05138949

0.11091111 0.31663155

0.68336845

1.3577

0.05995441

0.08318333 0.41885814

0.58114186

1.3614

0.06851932

0.05545556 0.55268715

0.44731285

1.3637

0.07708424

0.00277278 0.96527822

0.03472178

1.3639

0

1.3578

0.08564915

1

0

Tabla Metanol

  = +  = 1− 

Para calcular la fracción molar del Metanol Para calcular la fracción molar del Agua

PM del Metanol = 32.04 g/mol

PM del Agua = 18 g/mol

No. DE VIAL

mL, AGUA

mL, METANOL

g, AGUA

g, METANOL

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

5 4.7 4.5 4 3.5 3 2.5 2 1.5 1 0.05 0

0 0.3 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5

4.991 4.69154 4.4919 3.9928 3.4937 2.9946 2.4955 1.9964 1.4973 0.9982 0.04991 0

0 0.2376 0.396 0.792 1.188 1.584 1.98 2.376 2.772 3.168 3.564 3.96

IR 0

0.27727778

0

1

1.333

0.00741573

0.26064111

0.02766477

0.97233523

1.3342

0.01235955

0.24955

0.04719015

0.95280985

1.3348

0.0247191

0.22182222

0.10026352

0.89973648

1.3379

0.03707865

0.19409444

0.16039346

0.83960654

1.3394

0.0494382

0.16636667

0.22908752

0.77091248

1.3411 19

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA IV 0.06179775

0.13863889

0.30831565

0.69168435

1.3427

0.0741573

0.11091111

0.40070211

0.59929789

1.343

0.08651685

0.08318333

0.50982179

0.49017821

1.342

0.0988764

0.05545556

0.64067355

0.35932645

1.3403

0.11123596

0.00277278

0.97567925

0.02432075

1.3364

0.12359551

0

1

0

1.3323

2.- Graficar el I.R de la mezcla vs. X de cada componente

20


Índice de refracción vs Fracciones (Agua y Etanol).

Índice de Refracción vs Fracciones (Agua, Metanol). 3.- ¿Qué es el I.R? Independientemente de su frecuencia cualquier radiación electromagnética (luz) viaja a c=3×10 8 m/s en el vacío. Se define el índice de refracción como la velocidad de la luz en el vacío, dividido por la velocidad de la luz en el medio. ^

Donde

 = 

n= Índice de refracción 21


c= Velocidad de la luz v= velocidad de la luz en un medio

4.- Que tipo de mezcla forma el sistema Metanol – Agua Es una mezcla binaria, una mezcla real y un sistema del tipo equilibrio liquidoliquido.

5.- Que tipo de mezcla forma el sistema Etanol – Agua Es una mezcla binaria, una mezcla real y un u n sistema del tipo equilibrio liquidoliquido.

Observaciones Los resultados obtenidos del índice de refracción en nuestra op inión no son del todo correctos, las dudas se centran en que existieron discrepancias al preparar las soluciones, o el alcohol se evaporo al momento de medirlo en el refractómetro. El uso del refractómetro hizo mucho más rápido el cálculo del índice de refracción de las diferentes soluciones analizadas.

Conclusiones. Cuando la composición química de la sustancia cambia lo hace también el índice de refracción. Así pues, una medida del índice de refracción puede dar información sobre la composición química de una sustancia, cuando una sustancia se disuelve en un líquido, el índice de refracción aumenta

Bibliografía. o

https://www.academia.edu/5273200/Equilibrio_liquido_liquido

22


PRACTICA 4 DIAGRAMA S-L PUNTO EUTÉCTICO SIMPLE OBJETIVOS: 



Estudiar el equilibrio en un sistema de dos líquidos totalmente miscibles con formación de un punto eutéctico simple: Sistema benceno-naftaleno. Construir el diagrama de fases Temperatura-Composición de este sistema a partir del análisis de las curvas de enfriamiento.

OBJETIVOS ESPECIFICOS:   

Identificación del punto eutéctico Construcción de diagramas S-L Determinación de las temperaturas de quiebre.

FUNDAMENTOS: Sean A y B dos sustancias totalmente totalmente miscibles en fase líquida y completamente inmiscibles en fase sólida. La mezcla de cantidades arbitrarias de los líquidos A y B origina un sistema monofásico que es una disolución de A y B. Como los sólidos A y B son completamente insolubles entre sí, el enfriamiento de la disolución líquida de A y B ocasiona que A o B se congelen, abandonando la disolución. Para un sistema de dos componentes, el número máximo de grados de libertad es 3. Este resultado nos indica que sería necesario construir una gráfica de tres dimensiones para hacer una representación completa de las condiciones de equilibrio (T, P, xi), donde xi es la composición de uno de los componentes. Pero en este caso la presión no hace mucho efecto sobre el sistema (además la presión se mantiene constante en la fusión) por lo que los grados de libertad disminuyen y la regla de fases queda: F=C−P+1

Para construir un diagrama de fases se tiene que construir primero curvas de enfriamiento de sistemas de diferente composición.

Fig. 1

23


La Fig. 1 representa la curva de d e enfriamiento de una mezcla simple. (a) La solución líquida comienza a enfriarse, disminuyendo así su temperatura a cierta velocidad. (b) A cierta temperatura comienza a separarse un sólido formado por alguno de los componentes puros. El congelamiento es exotérmico disminuyendo la velocidad de enfriamiento. A medida que el sólido se separa, la composición del líquido líquido se hace más rica rica en el otro componente disminuyendo su temperatura de fusión. Cuando la solución alcanza una cierta composición (la composición eutéctica) el sistema se solidifica como si se tratase de una sustancia pura y la temperatura se mantiene constante (c-d).

Figura 2. Diagrama de fase sólido-líquido cuando existe miscibilidad miscibilidad total en fase líquida e inmiscibilidad total en fase sólida

En la figura 2 se muestra que en el límite de baja temperatura existe una mezcla bifásica del sólido puro A y del de l sólido puro B, ya que los sólidos son inmiscibles. En el límite de temperatura alta, existe una sola fase formada por la disolución líquida de A y B, ya que ambos son miscibles. Viendo el enfriamiento de una disolución de A y B, cuya concentración XA, 1 sea cercana a 1 (lado derecho del diagrama). Se alcanza una temperatura a la que el disolvente A comienza a congelarse, originando una región de dos fases con el sólido A en equilibrio con una disolución liquida de A y B Esta curva es la CFGE, en la que se ve el descenso descen so de la temperatura de congelación de B por la presencia de A. La curva DE, de la misma manera, muestra 24


el descenso del punto de congelación de A por po r la presencia del soluto B. Si se enfría una disolución líquida con XB, 1 cercano a 1, (lado izquierdo de la figura) provocará que la sustancia pura B se congele. Las dos curvas del punto de congelación se interceptan en el punto E. Este punto es llamado punto eutéctico. (Que funde fácilmente). Para conseguir una idea aproximada de la forma de las curvas DE y CFGE, se asume la idealidad de las mezclas y se desprecia la dependencia de la temperatura de la entalpía de fusión de A y de B. La ecuación que incluye las aproximaciones para las curvas es la siguiente, deducida a partir de la ecuación de Clapeyron:

∗ ∆      = [  ∗ −  ∗]  Donde:

    

 ∗ = temperatura de fusión del sólido puro  ∗ = temperatura de congelación del sólido puro X = fracción molar del sólido ∆∗ = entalpía de fusión del sólido puro R = constante de los gases ideales

REACTIVOS Benceno Naftaleno

 

METODOLOGIA:

25


Se procederá a obtener curvas de enfriamiento (temperatura vs tiempo) para el sistema naftaleno-benceno.

En el tubo B se pesan 3 ml de benceno y se agrega naftaleno en la cantidad indicada para la muestra 5-7 en la Tabla I.

En el tubo A se pesan 3 mL de Benceno B enceno y se agrega Naftaleno en la cantidad indicada en la Tabla 1 para las muestra 1-4

Se prepara cada muestra por agregado sucesivo.

Se disuelven el soluto en el disolvente en un baño térmico si es necesario hasta ue estos sean com letamente miscibles

Colocar un termómetro dentro del tubo y se deposita dentro del tubo de mayor radio para que genere una camisa de aire

Colocar en una tina con hielo.

Repetir el experimento para el tubo B

Tomar el tiempo con la ayuda de un cronómetro y cada 30s se registra r egistra la temperatura de enfriamiento.

Para el tubo B el cual se enfría al aire hasta unos 5 °C °C luego de la aparición del sólido luego

Este proceso termina hasta la solidificación.

de la aparición del sólido .

Este proceso termina hasta la solidificación. 26


RESULTADOS

     

(Datos adicionales Sabiendo que

= 0.876 /mL)

ó

=

+

TABLA I. Valores aproximados de las temperaturas de fusión medidas en un experimento.

MUESTRA TUBO 1 2 3 4 5 6 7 8

g de Naftaleno

A A A A B B B B

0 0.2 0.3 0.3 2.3 1 2 3

g de g total Naftaleno Disolución totales 2.628 0 0.2 2.828 0.5 3.128 0.8 3.428 3.1 4.928 4.1 5.928 6.1 7.928 8.3 10.928

% de Benceno

T aprox [ºC]

100% 92.92% 84.01% 76.66% 45.87% 39.06% 30.10% 24.0483

4 -4 -6 -2.5 24 33.5 40 No se elaboró.

GRAFICOS. 

Construye un diagrama S-L para el sistema Benceno- Naftaleno.

PM del Benceno = 78.1134 g/mol

PM del Naftaleno = 128.1732g/mol

Mol Benceno

Mol Naftaleno

Moles Totales

X Benceno

X Naftaleno

T aprox [ºC]

0.0336 0.0336 0.0336 0.0336 0.0336 0.0336 0.0336 0.0336

0

0.0336

1

0

0.001560389 0.003900971 0.006241554

0.035160389 0.037500971 0.039841554

0.95562084 0.89597679 0.84334059

0.044379162 0.104023212 0.15665941

0.017944469

0.051544469

0.65186432

0.348135683

0.025746412 0.041350298 0.064756127

0.059346412 0.074950298 0.098356127

0.56616734 0.44829708 0.34161573

0.433832663 0.551702916 0.658384271

4 -4 -6 -2.5 24 33.5 40 No se elaboró.

27




A partir de los gráficos de temperatura en función del tiempo (Curvas de enfriamiento), determina las temperaturas de quiebre. Estas temperaturas corresponden a la temperatura de fusión de cada mezcla. Tiempo (Seg) 0 30 60 90 120 150 180 210 240 270 300 330 360 390 420 450 480 510 540 570

Tubo 1A °C

Tubo 2A °C

Tubo 3A °C

Tubo 4A °C

Tubo 1B °C

Tubo 2B °C

Tubo 3B °C

25

19 19

21

21

47

65

60

17

16 16

19

17

45

60

59

10

13.5

11

14

43

55

59

9

10

7

12

41

51

57

8

9

3

10

39

46

54

7

7

1

9

37

43

43

6

6

-1

7

36

40

40

5.5

5

-2

6

33

38

40

5

3

-4

4

31

36

5

2

-5

3

31

35

5

1

-6

2

31

34.5

5

1

-6

2

31

34.5

5

1

-6

1

30

34

5

0.5 0 .5

-6

1

27

33.5

5

0

-6

1

25

5

0

-6

0

24

5

0

-6

0

5

0

-6

-1

5

-1

-2

5

-1

-2 28

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA IV 600 630 660 690 720 750 780 810 840

5

-1

-2

5

-2

-2

4

-2

-2

-2.5

-2.5

-3

-2.5

-3

-2.5

-3

-2.5

-3.5

-2.5

-4

NOTA: Se localizaron las temperaturas de quiebre en las gráficas con una línea recta, donde la pendiente tiene un valor de 0.

29




Represente los datos de temperatura te mperatura de fusión de la mezcla en función de la fracción molar de benceno, (T vs XB)

T quiebre [°C]

XBenceno

5 0 -6 -2 31 34.5 40

1 0.95562084 0.89597679 0.84334059 0.65186432 0.56616734 0.44829708

30




Ubica cada una de las muestras sobre el diagrama teórico.

31

LABORATORIO DE FISICOQUIMICA IV 

Determina el punto Eutéctico.

Dentro del programa Origin, se encuentra un comando que nos permite ubicar cualquier zona dentro de la función, el comando Coordenada nos ayudara a encontrar el lugar que se necesita de la forma más acertada posible.

Temperatura en el punto eutéctico= -5.9535 Fracción en el punto eutéctico= 0.8960 Los datos anteriores fueron resultados derivados de nuestra experimentación, así mismo se pudo ubicar el punto eutéctico del diagrama teórico, notando que no existía una gran diferencia entre sus resultados.

Temperatura en el punto eutéctico Teórico= -3.7209 Fracción en el punto eutéctico Teórico = 0.8627

CUESTIONARIO 32


1. ¿Qué es una propiedad coligativa?

R: Son propiedades que solo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas 2. ¿Qué entiende por descenso crioscópico? ¿Qué otras propiedades coligativas conoce?

R: Es el efecto que ocurre cuando se agrega un soluto no volátil, debido a esto la presión de vapor disminuye y por ende también disminuye la temperatura de congelación, además de estas 2 propiedades coligativas existe también el aumento de la temperatura de ebullición y la presión osmótica. 3. ¿A qué se llama sobre enfriamiento? ¿Cómo ¿Cómo puede evitarse evitarse o minimizarse? minimizarse?

R: Sobre enfriamiento, también conocida como hipotermia, es el proceso de reducción de la temperatura de un líquido o un gas por debajo de su punto de congelación sin que se convierta en un sólido. Es un líquido por debajo de su punto pun to de congelación estándar que se cristaliza en la presencia de un cristal semilla o núcleo alrededor del cual unas estructuras de cristal se pueden formar. Sin embargo, carece de cualquier núcleo tal, la fase líquida se puede mantener todo el camino hasta la temperatura a la que se produce la nucleación homogénea de cristal. Cuando ocurre nucleación HETEROGENEA, se reduce el sobreenfriamiento. 4. ¿Qué sucede con las propiedades coligativas cuando el soluto es un electrolito?

R: Para electrolitos fuertes y débiles la concentración de partículas en solución es mayor que la concentración inicial del compuesto en cuestión, por lo tanto, al determinar experimentalmente las propiedades coligativas de estos co mpuestos se observan desviaciones de las teóricas esperadas. La diferencia entre la propiedad coligativa esperada y observada experimentalmente para los electrolitos débiles se debe a las atracciones electrostáticas entre los iones en solución.

OBSERVACIONES. Se puede observar en las curvas de enfriamiento que para las sustancias puras el enfriamiento es más rápido que para las mezclas. Esto se debe que para el benceno y naftaleno solos, las moléculas interaccionan entre ellas mismas, y s e asocian más rápido. En el caso de las mezclas, las moléculas tienen propiedades diferentes y van a haber distintas interacciones que aumentan o disminuyen la velocidad de congelamiento.

33


Ahora, es e s necesario ne cesario mencionar que, a pesar de que el procedimiento pr ocedimiento es bastante fácil, se pudieron cometer errores que afectaron a la determinación de la temperatura y composición eutéctica. Vemos que hay una variación entre el real y el ideal. La composición eutéctica de la mezcla es sumamente parecida, pero la temperatura real es mayor a la ideal. Asimismo, los puntos que conforman las curvas también difieren, aunque no en demasía. Esto se debe a que para poder hacer el diagrama de fases ideal, se hacen bastantes aproximaciones, que no necesariamente son las correctas para todos los casos. Un primer factor que pudo afectar a una variación con respecto a la idealidad fue que, al agregar las distintas cantidades de sólido, se pudo haber perdido un poco de muestra al momento de traspasar al tubo de ensayo, de manera que la fracción molar no sea la verdadera sino una menor. Otro factor es el error debido a la lectura del termómetro. Ya que que la lectura de temperatura de cada tubo fue realizada por diferente persona. Entonces, las consideraciones que tomó una persona para leer la temperatura van a ser diferentes d iferentes a las tomadas por la otra persona, y así, habrá un error. Además, se asume que la presión es una constante, al igual que las condiciones de trabajo en el laboratorio, suposición que no es 100% correcta, ya que a lo largo del día, las condiciones en el laboratorio cambian constantemente y estas afectan al experimento. Si se tuviera que elegir entre los valores reales y experimentales, probablemente elegiríamos los experimentales, ya que se toman en cuenta varios factores que afectan a la muestra, a diferencia del ideal, que aproxima variables o asume que algunas condiciones no afectan a la muestra, cuando en realidad sí lo hacen. Sin embargo, para poder tomar como confiable el valor experimental, es necesario realizar varias repeticiones para poder disminuir el error y tener más exactitud y precisión en el trabajo.

Cálculo del porcentaje de error: Asumiendo que el valor obtenido en el laboratorio y que el ideal es el que se desvía con respecto al valor verdadero, es posible hallar esta desviación:

% = − 100% Error de la temperatura eutéctica:

% = 37.5006 % 34


Error de la composición eutéctica:

% = 3.8599 % Entonces, vemos que en realidad, el valor hallado por medio de la fórmula deducida por la ecuación de Clapeyron muestra una desviación con respecto al valor verdadero obtenido en el laboratorio. Se puede notar que son muy grandes y por ende son significativos al demostrar que no siempre las suposiciones de la idealidad son correctas para todas las mezclas con las que se trabaja.

CONCLUSIONES. Con la práctica que se llevó acabo y gracias a los cálculos que se realizaron se pudo construir el diagrama de fases el cual contiene un punto eutéctico, el cual se ha estado estudiando en lo teórico, (si, da el punto eutéctico en el gráfico) con el graf ico podemos respaldar que la práctica fue realizada con éxito por lo cual se comprobó que el benceno- naftaleno que son dos líquidos totalmente miscibles, formaron un punto eutéctico, también se comprobó una propiedad c oligativa que es el descenso del punto de congelación el cual de acuerdo al aumento de composición disminuyo la temperatura a la cual se daba a cabo el cambio de fase.

BIBLIOGRAFIAS -

http://www.scienceinschool.org/es/2010/issue17/supercooling http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/2015PCELECTROLITOS_30734 .pdf - http://www.manufacturingterms.com/Spanish/Supercooling.html - https://www.google.com.mx/search?ei=sKEfWtWTAauwjwSlurmYDw&q=sol utos+electrolitos+propiedades+coligativas&oq=soluto+electrolito+prop&gs_l =psyab.1.0.0i22i30k1.180.2563.0.4139.5.5.0.0.0.0.222.512.0j2j1.3.0....0...1c.1.6 4.psy-ab..2.3.509...0.0.mWfp_HbJRjo# - Raymond Chang. (2010). Quimica. Mexico: Mc Graw Hill.

35


PRACTICA 5

SISTEMA TERNARIO OBJETIVO: Construir un diagrama ternario a partir de una mezcla de líquidos miscibles.

OBJETIVO ESPECIFICO: Obtención del diagrama de fases del sistema líquido ternario: agua-cloroformo -ácido acético.

FUNDAMENTO: Diagrama de fases de un sistema ternario El ácido acético y el agua son dos especies totalmente miscibles entre sí. Es decir, con independencia de las proporciones empleadas, el resultado de mezclar estos dos componentes es siempre una disolución homogénea. Lo mismo ocurre con el sistema formado por ácido acético y triclorometano (cloroformo). Cualesquiera que sean las proporciones empleadas, estos dos componentes son totalmente miscibles y por tanto forman una disolución homogénea. La condición para que dos especies sean totalmente miscibles es que sus moléculas tengan naturalezas similares. Siendo así, el nuevo sistema formado por una disolución, en las que las moléculas de una especie están rodeadas por las de la otra, está favorecido termodinámicamente frente a la permanencia de los dos sistemas iniciales por separado. El sistema formado por agua y triclorometano es totalmente diferente. Estos componentes son prácticamente inmiscibles, lo que quiere decir que cuando se mezclan no se disuelven el uno en el otro. La naturaleza microscópica de sus moléculas es muy distinta y se repelen. Como resultado, los dos líquidos se mantienen separados formando dos fases diferentes. Es decir, termodinámicamente resulta más estable mantener los dos sistemas por separado que construir un hipotético nuevo sistema en que las moléculas de una especie estén rodeadas por las de la otra. En un diagrama ternario se hace uso de un triángulo equilátero para representar la mezcla de 3 componentes, en donde cada uno de los 3 vértices representa un componente puro de la mezcla. Cada arista representa la mezcla binaria de dos componentes de la mezcla. La concentración de cada componente se lee de derecha a izquierda, siendo el vértice el 100% del componente. En este trabajo experimental, se realizará la curva de solubilidad de dos líquidos que son poco miscibles entre sí, y un tercer componente que es miscible entre los dos anteriores. Esto se logra preparando prepa rando una mezcla de los dos líquidos inmiscibles y se agrega un cierto volumen del que es miscible en los dos anteriores, hasta que la mezcla ya no se vea turbia.

36


Fig. 1.

Representación de un sistema ternario.

METODOLOGIA:

37


Mezcla ternaria

Lineas de Reparto

En un matraz erlenmeyer de 250 mL, preparar mezcla de 10 mL de cloroformo y 1 mL de agua

Preparar 3 mezclas con un volumen total de 50 L y de composicion total 35% cloroformo, 25% de acido acetico y el resto de agua (porcentaje en volumen).

Se adiciona acido acetico, hasta que la disolucion sea transparente, agitar vigorosamente cada vez que se adicione el ácido.

Utilizar un embudo para separar las 2 fases formadas, la mas densa es la rica en cloroformo.

Registrar la cantidad de ácido adicionada.

Pesar cada una de las fases.

Repetir lo antes mencionado, agregando a la mezcla: 1, 2, 5, 10, 20 y 30 mL de agua

En otro erlenmeyer de 250 mL, se prepara una mezcla de 2 mL de cloroformo y 5 mL de agua

Tomar alicuotas de 5 mL de la fase organica y titular con una disolucion de NaOH, empleando fenoftaleina como indicador

Anotar los mL empleados en la titulacion.

Al volverse turbia, adicionar el ácido para obtener una mezcla transparente.

Repetir lo anteior, agregando 5 mL de agua a la mezcla (Realizar 4 veces), despues se agrega ácido hasta que se vuelva transparente y registrar la cantidad.

38


CUESTIONARIO 1.- Determine el porcentaje en peso de cada mezcla, utilizando las densidades y T ambiente.

No. Volumen Titulación Cloroformo[mL]

Volumen Agua [mL]

11.3 11.3 11.3 11.3 11.3

1 2 3 4 5

Peso Cloroformo (g)

16.7579 16.7579 16.7579 16.7579 16.7579

Volumen total de agua acumulativo 1 2 4 9 19

1 1 2 5 10

Peso Agua (g) 1 2 4 9 19

Peso Ácido acético (g) 7.4479 1.9931 3.6715 8.4969 13.47965

Volumen de Ácido Acético[mL] 7.1 1.9 3.5 8.1 12.85 Peso Total de la Solución (g) 25.2058 20.751 24.4294 34.2548 49.23755

%p Cloroformo

% H2O

% Ac. Acético

65.56655666

4.40044004 5.49148819 9.2936803 23.6294896 25.7300913 36.0490267 39.2670157

30.0330033 12.68533773 21.46840149 5.95463138 35.93207256 37.09444845 41.23036649

81.82317408 69.23791822 70.41587902 38.3378361 26.85652487 19.5026178

Líneas de Reparto Peso Fase Densa: 38.2683 g No. Peso Fase Titulación Densa (g) 1 2 3 4

38.2683 38.2683 38.2683 38.2683

Peso Fase Ligera: 29.7745 g

Volumen de NaOH [mL] 5.1 5.1 5.2 5.3

Peso de NaOH [g] 10.863 10.863 11.076 11.289

Peso total de la disolución. 49.1313 49.1313 49.3443 49.5573

39


No. Titula T itulaci ción ón % Peso Fase Densa 1 2 3 4

77.8898 77.8898 77.5536 77.2203

%Peso de NaOH 22.1101 22.1101 22.4464 22.7796

2.- Graficar los porcentajes utilizando un triángulo equilátero. Una los puntos mediante una línea continua.

3.- Trace las líneas de unión.

40


4.- Indique la variante del sistema.

La variante del sistema es la concentración de la solución patrón.

OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES: El ácido acético es más soluble en agua que en cloroformo “, llegamos a esta conclusión viendo la pendiente de las rectas de reparto en el diagrama triangular, y el elevado % de acético presente en e n la fase superior, la acuosa. Lo que se refiere a los diagramas ternarios de otros grupos hay una buena semejanza en cuanto a la curva de solubilidad, en cambio en las rectas de reparto la cosa cambia, debido a que la mayor parte de las valoraciones y medidas en la densidad no se hicieron por triplicado y estaban muy variadas, creando así un poco fiabilidad en los datos adquiridos.

BIBLIOGRAFIA: -

ftp://ftp-urgell.upc.es/quimica/EEQ/EEQ-1/INFORMES_2001-2016/2002Tardor/T02_Informe.pdf

-

“Operaciones básicas de la Ingeniería Química” G.G.Brown Ed.Marín. “Manual del Ingenieria Química”, Perry, Green, Ed.Mc Graw Hill

41

Manual de Practicas

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