Universidad de San Carlos de Guatemala Centro Universitario del Sur Técnico en Procesos Agroindustriales Laboratorio de Química II Ingeniero Mario Vega
Reporte Laboratorio No.4: CURVAS DE SOLUBILIDAD
María Alejandra Alejandra Monzón Monzón de Paz 201241921 Oscar Donaldo Colosio Gómez Alvarado 201242227 Francisca Marisela Terron Boror 201144525
Metodología Experimental CURVAS DE SOLUBILIDAD
Materiales:
Tubos de ensayo Pipetas de 5 ml Varillas de vidrio Termómetro Beaker de 250 ml Triple
Reactivos:
Nitrato de potasio, KNO3 Oxalato de amonio, (NH4)2 C2O4
Procedimiento:
Colocar en un tubo de ensayo grande 3.4g de KNO 3. Agregue 2ml de agua destilada (volumen inicial). Colocar el tubo de ensayo en un soporte. Introducir en el tubo de ensayo, una varilla de vidrio y un termómetro. Coloque debajo del tubo de ensayo un baño de María. Calentando suavemente (en baño María), valla agitando hasta disolver completamente la sal. Deje enfriar agitando contantemente hasta que se inicie l a cristalización. Anote la temperatura. Repetir el Calentado suavemente (en baño María), agitando hasta disolver completamente la sal y Deje enfriar agitando contantemente hasta que se inicie la cristalización. Anotando la temperatura. Agregando las siguientes cantidades de agua destilada cada vez: 0.5 ml, 0.8 ml, 2 ml y 1 ml. Calcule las diferentes concentraciones de KNO 3 en gramos de sal por 100 g de agua. Graficar en un sistema de coordenadas la curva de solubilidad, Si utiliza (NH4)2 C2O4 Colocar en l tubo de ensayo 1g. Agregue 4.5ml de agua destilada (medidos con pipeta). Agregue las siguientes cantidades de agua destilada cada vez: 0.5 ml, 0.8 ml, 1 ml, 1 ml, y 1 ml. Calcule las diferentes concentraciones de (NH4)2 C2O4 en g de sal
por 100g de agua.
Graficar en un sistema de coordenadas la curva de solubilidad.
Marco Teórico Disolución Una disolución (del latín disolutio ), también llamada solución, es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias, que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Describe un sistema en el cual una o más sustancias están mezcladas o disueltas en forma homogénea en otra sustancia. 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. El término también es usado para hacer referencia al proceso de disolución .
Solvente y soluto Frecuentemente, uno de los componentes es denominado solvente , disolvente , dispersante o medio de dispersión y los demás solutos . Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción.3 Se suele llamar solvente al componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución; y soluto o solutos, al otro u otros componentes. Si todos tienen el mismo estado, se llama disolvente al componente que interviene en mayor proporción de masa,4 aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal (por ejemplo, equipo active una disolución conteniendo 50% de etanol y 50% de agua, es denominada solución acuosa de etanol) .3 En el caso de dos metales disueltos mutuamente en estado sólido, se considera disolvente a aquél cuya estructura cristalina persiste en la solución; si ambos tienen la misma estructura (ej.: aleaciones paladio-plata), se considera disolvente al metal que ocupa la mayoría de las posiciones en la estructura cristalina.5 Wilhelm Ostwald distingue tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución:4
Dispersiones , suspensiones o falsas disoluciones : cuando el diámetro de
las partículas de soluto excede de 0,1 μm Dispersoides , coloides o disoluciones coloidales : el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm Dispérsidos o disoluciones verdaderas : el tamaño es menor a 0,001 μm
Características generales
Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no se pueden separar por centrifugación ni filtración.
La disolución consta de dos factores: Dis-olución. Cuando la sustancia se disuelve, esta desaparece. Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto.6 La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste. Sus propiedades físicas dependen de su concentración: Disolución HCl 12 mol/L; densidad = 1,18 g/cm 3 Disolución HCl 6 mol/L; densidad = 1,10 g/cm 3
Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran. Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc. Tienen ausencia de sedimentación, es decir, al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom ( Å ). Se encuentran en una sola fase.
Factores de solubilidad Además de la naturaleza del soluto y la naturaleza del solvente, la temperatura y la presión también influyen en la solubilidad de una sustancia. La temperatura afecta la rapidez del proceso de disolución: si las moléculas del solvente se mueven rápidamente, las moléculas de soluto pueden penetrar con más facilidad. Sin embargo, en una solución gaseosa el efecto de la temperatura es opuesto: con el aumento de temperatura las moléculas de gas se dispersan. El efecto de la presión resulta notorio en los gases, a mayor presión mayor solubilidad; no es importante en las soluciones líquidas ni sólidas.
Clasificación Por su estado de agregación De tipo coloidal
Son soluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos. Pueden observarse casos particulares en la vida cotidiana, como la mayonesa y el icopor.
Sólidas
Sólido en sólido: cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo claro de éste tipo de disoluciones son las aleaciones, como el zinc en el estaño. Gas en sólido: un ejemplo es el hidrógeno (gas), que se disuelve bastante bien en metales, especialmente en el paladio (sólido). Esta característica del paladio se estudia como una forma de almacenamiento de hidrógeno. Líquido en sólido: cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las amalgamas se hacen con mercurio (líquido) mezclado con plata (sólido).
Líquidas
Sólido en líquido: este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades de sustancias sólidas en grandes cantidades líquidas. Un ejemplo claro de este tipo es la mezcla de agua con azúcar. Gas en líquido: por ejemplo, oxígeno en agua. Líquido en líquido: esta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de alcohol en agua (cambia la densidad final). Un método para volverlas a separar es por destilación.
Gaseosas
Gas en gas: son las disoluciones gaseosas más comunes. Un ejemplo es el aire (compuesto por oxígeno y otros gases disueltos en nitrógeno). Dado que en estas soluciones casi no se producen interacciones moleculares, las soluciones que los gases forman son bastante triviales. Incluso en parte de la literatura no están clasificadas como soluciones, sino como mezclas.[cita requerida ] Sólido en gas: no son comunes, pero como ejemplo se pueden citar el yodo sublimado disuelto en nitrógeno 3 y el polvo atmosférico disuelto en el aire.4 Líquido en gas: por ejemplo, el aire húmedo.3
Ejemplos A continuación se presenta un cuadro con ejemplos de disoluciones clasificadas por su estado de agregación donde se muestran todas las combinaciones posibles:
Ejemplos disoluciones
de Soluto Gas
Líquido
Sólido
La naftalina se El oxígeno y otros sublima El vapor de Gas gases en nitrógeno lentamente en el agua en el aire. (aire). aire, entrando en solución. El dióxido de carbono La sacarosa en agua, formando (azúcar de El etanol agua carbonatada. Las mesa) en agua; (alcohol común) burbujas visibles no son el cloruro de en agua; varios Disolvente Líquido el gas disuelto, sino sodio (sal de hidrocarburos el solamente una mesa) en agua; uno con el otro efervescencia. El gas oro en mercurio, (petróleo). disuelto en sí mismo no formando una es visible en la solución. amalgama. El hidrógeno se El hexano en la El acero, disuelve en los metales; de duraluminio, y Sólido el platino ha sido cera parafina; el otras aleaciones estudiado como medio mercurio en oro. metálicas. de almacenamiento.
El fenómeno de la disolución Cuando un terrón de azúcar se introduce en un vaso lleno de agua, al cabo de un tiempo parece, a primera vista, que se ha desvanecido sin dejar rastro de su presencia en el líquido. Esta aparente desaparición parece indicar que el fenómeno de la disolución se produce a nivel molecular. La disolución de un sólido supone la ruptura de los enlaces de la red cristalina y la consiguiente disgregación de sus componentes en el seno del líquido. Para que esto sea posible es necesario que se produzca una interacción de las moléculas del disolvente con las del soluto, que recibe el nombre genérico de solvatación. Cuando una sustancia sólida se sumerge en un disolvente apropiado, las moléculas (o iones) situadas en la superficie del sólido son rodeadas por las del disolvente; este proceso lleva consigo la liberación de una cierta cantidad de energía que se cede en parte a la red cristalina y permite a algunas de sus partículas componentes desprenderse de ella e incorporarse a la disolución. La repetición de este proceso produce, al cabo de un cierto tiempo, la disolución completa del sólido. En algunos casos, la energía liberada en el proceso de solvatación no es suficiente como para romper los enlaces en el cristal y, además, intercalar sus moléculas (o iones) entre las del disolvente, en contra de las fuerzas moleculares de éste. Para que la energía de solvatación tome un valor considerable es necesario que las interacciones entre las moléculas del soluto y entre las del disolvente sean de la misma naturaleza. Sólo así el fenómeno de la solvatación es lo suficientemente importante como para dar lugar por sí solo a la disolución del cristal. Ello explica el viejo aforismo de que «lo semejante disuelve a lo semejante». Los disolventes apolares como el agua son apropiados para solutos polares como los sólidos iónicos o los sólidos formados por moléculas
con una cierta polaridad eléctrica. Por su parte, los disolventes apolares, como el benceno (C6H6), disuelven las sustancias apolares como las grasas. Junto con los factores de tipo energético, como los considerados hasta ahora, que llevan a un sistema sólido/líquido a alcanzar un estado de menor energía potencial, otros factores determinan el que la disolución se produzca o no de forma espontánea. Esta afirmación está respaldada por dos tipos de fenómenos: en primer lugar la existencia de procesos de disolución que implican una absorción moderada de energía del medio, lo cual indica que el sistema evoluciona hacia estados de mayor energía interna; en segundo lugar sustancias apolares como el tetracloruro de carbono (CCl 4), aunque poco, se llegan a disolver en disolventes polares como el agua. Los procesos físico-químicos están influidos, además, por el factor desorden, de modo que tienden a evolucionar en el sentido en el que éste aumenta. La disolución, sea de sólido en líquido, sea de líquido en líquido, aumenta el desorden molecular y por ello está favorecida. Contrariamente, la de gases en líquidos, está dificultada por el aumento del orden que conllevan. Del balance final entre los efectos de ambos factores, el de energía y el de desorden, depende el que la disolución sea o no posible.
La solubilidad La Solubilidad de una sustancia puede ser definida como la cantidad de materia requerida para saturar una cantidad especifica de solvente. Las solubilidades son expresadas en términos del número de gramos de soluto, necesarias para saturar 100g. De solvente. La solubilidad es también expresada en términos del número de moles de soluto, por litro de solución saturada. Los cambios de temperatura ocasionan una marcada alteración de la solubilidad de muchas sales. Las sales aumentan su solubilidad al aumentar la temperatura. Una disolución es una mezcla de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia presente en menor cantidad, y el disolvente es la sustancia que está en mayor cantidad. Se dice que una disolución se encuentra saturada cuando contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente particular, a una temperatura específica. Una disolución es no saturada cuando contiene menos cantidad de soluto que la que puede di solver. Una disolución se encuentra sobresaturada cuando contiene más soluto que el que puede haber en una disolución sobresaturada. Cuando se mezcla un soluto sólido y un disolvente líquido, al principio solo tiene lugar la disolución, pero pronto llega a ser más importante el proceso inverso de cristalización y algunos átomos, iones o moléculas disueltos vuelven al estado no disuelto. En este sentido, el proceso de disolución está relacionado con la solubilidad, la cual está referida a la proporción en que un soluto se disuelve en un solvente.
Los factores importantes que afectan la solubilidad de l os sólidos cristalinos son la temperatura, la naturaleza del solvente y la presencia de otros iones en la solución. Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada. Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada. Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a otros. Así a 20 ºC la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6 M y en alcohol etílico (C2H6O), a esa misma temperatura, es 0,009 M. Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M se suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia. La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura. Se trata de procesos en los que el sistema absorbe calor para apoyar con una cantidad de energía extra el fenómeno la solvatación. En otros, sin embargo, la disolución va acompañada de una liberación de calor y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.
Propiedades de las disoluciones La presencia de moléculas de soluto en el seno de un disolvente altera las propiedades de éste. Así, el punto de fusión y el de ebullición del disolvente cambian; su densidad aumenta, su comportamiento químico se modifica y, en ocasiones, también su color. Algunas de estas propiedades de las disoluciones no dependen de la naturaleza del soluto, sino únicamente de la concentración de la disolución, y reciben el nombre de propiedades coligativas.
Las disoluciones y los cambios de estado Entre las propiedades coligativas de las disoluciones se encuentra el aumento del punto de ebullición y la disminución del punto de congelación con respecto a los valores propios del disolvente puro. Este aumento del rango de temperaturas correspondiente al estado líquido, fue descrito por el físicoquímico francés François Marie Raoult (1830-1901), quien estableció que las variaciones observadas en los puntos de ebullición y de congelación de una disolución eran directamente proporcionales al cociente entre el número de
moléculas del soluto y el número de moléculas del disolvente, o lo que es lo mismo, a la concentración molal. La interpretación de esta ley en términos moleculares es la siguiente: la presencia de moléculas de soluto no volátiles en el seno del disolvente dificulta el desplazamiento de las moléculas de éste en su intento de alcanzar, primero, la superficie libre y, luego, el medio gaseoso, lo que se traduce en un aumento del punto de ebullición. Análogamente, las moléculas de soluto, por su diferente tamaño y naturaleza, constituyen un obstáculo para que las fuerzas intermoleculares, a temperaturas suficientemente bajas, den lugar a la ordenación del conjunto en una red cristalina, lo que lleva consigo una disminución del punto de congelación.
Ósmosis y presión osmótica Cuando dos líquidos miscibles se ponen en contacto, el movimiento asociado a la agitación térmica de sus moléculas termina mezclando ambos y dando lugar a un sistema homogéneo. Este fenómeno físico se conoce con el nombre de difusión.
Las membranas semipermeables se caracterizan porque, debido al tamaño de sus poros, cuando se sitúan como límite de separación entre una disolución y su disolvente correspondiente, permiten el paso de las moléculas de disolvente, pero no las de soluto solvatadas, cuyo tamaño es mayor. Se produce entonces entre ambos sistemas una difusión restringida que se denomina ósmosis. La ósmosis se caracteriza porque el intercambio de moléculas en uno y otro sentido no se produce a igual velocidad. Ello es debido a que el número de moléculas de disolvente que choca con la membrana por unidad de superficie, es mayor del lado del disolvente puro que del lado de la disolución, en donde la presencia de moléculas de soluto entorpece el proceso. Hay, por tanto, una presión de fluido que se ejerce del disolvente hacia la disolución y que recibe el nombre de presión osmótica. La presión osmótica, π, de una disolución depende de su concentración y se atiene a una ley semejante a la de los gases perfectos. Dicha ley fue establecida por Van't Hoff en 1897 y se expresa en la forma: πV = n R T o lo que es lo mismo:
siendo M la concentración molar, R la constante de los gases y T la temperatura absoluta de la disolución.
A partir de la medida de la presión osmótica se puede determinar la masa molecular del soluto; la ley de Van't Hoff permite calcular el número de moles n , empleando como datos los resultados de las medidas de , de T y del volumen V de la disolución. La masa del soluto se determina inicialmente con la balanza, y un cálculo del tipo:
proporciona una estimación de la masa de las moléculas de soluto. ‹ Disoluciones arriba Formas de expresar la concentración › Existen diferentes formas de expresar la concentración de una disolución. Las que se emplean con mayor frecuencia suponen el comparar la cantidad de soluto con la cantidad total de disolución, ya sea en términos de masas, ya sea en términos de masa a volumen o incluso de volumen a volumen, si todos los componentes son líquidos. En este grupo se incluyen las siguientes:
Molaridad Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución; se representa por la letra M . Una disolución 1 M contendrá un mol de soluto por litro, una 0,5 M contendrá medio mol de soluto por litro, etc. El cálculo de la molaridad se efectúa determinando primero el número de moles y dividiendo por el volumen total en litros:
La preparación de disoluciones con una concentración definida de antemano puede hacerse con la ayuda de recipientes que posean una capacidad conocida. Así, empleando un matraz aforado de 0,250 litros, la preparación de una disolución 1 M supondrá pesar 0,25 moles de soluto, echar en el matraz la muestra pesada, añadir parte del disolvente y agitar para conseguir disolver completamente el soluto; a continuación se añadirá el disolvente necesario hasta enrasar el nivel de la disolución con la señal del matraz.
Gramos por litro Indica la masa en gramos disuelta en cada litro de disolución. Tiene la ventaja de ser una concentración expresada en unidades directamente medibles para el tipo de disoluciones más frecuentes en química (las de sólidos en líquidos). La balanza expresa la medida de la masa de soluto en gramos y los recipientes de uso habitual en química indican el volumen de líquido contenido en litros o en sus submúltiplos. Su cálculo es, pues, inmediato:
Tanto por ciento en peso Expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de disolución. Su cálculo requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del disolvente:
siendo la masa de la disolución la suma de la del soluto y la del disolvente. Para el estudio de ciertos fenómenos físico-químicos resulta de interés expresar la concentración en términos de proporción de cantidad de soluto a cantidad de disolvente. Se emplea entonces la molalidad:
Molalidad Indica el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de disolvente:
Como en el caso de la molaridad, la concentración molal de una disolución puede expresarse en la forma 2 m (dos molal) o 0,1 m (0,1 molal), por ejemplo.
Concentraciones pequeñas Para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia muy diluida en otra, es común emplear las relaciones partes por millón (ppm), partes por "billón" (ppb) y partes por "trillón" (ppt). El millón equivale a 10 6, el billón estadounidense, o millardo, a 109 y el trillón estadounidense a 10 12. Es de uso relativamente frecuente en la medición de la composición de la atmósfera terrestre. Así el aumento de dióxido de carbono en el aire debido al calentamiento global se suele dar en dichas unidades. Las unidades que se usan con más frecuencia son las siguientes: ppmm = μg × g – ppbm = ng × g – pptm = pg × g – ppmv = ml × m –3 ppbv = ml × hm –3 pptv = ml × km –3 *Nota: Se pone una v o una m al final según se trate de partes en volumen o en masa.
Sin embargo, a veces se emplean otras unidades. Por ejemplo, 1 ppm de CO 2 en aire podría ser, en algunos contextos, una molécula de CO2 en un millón de moléculas de componentes del aire. Otro ejemplo: hablando de trazas en disoluciones acuosas, 1 ppm corresponde a 1 mg soluto/ kg disolución o, lo que es lo mismo, 1 mg soluto/ L disolución -ya que en estos casos, el volumen del soluto es despreciable, y la densidad del agua es 1 kg/L. También se habla a veces de relaciones más pequeñas, por ejemplo "cuatrillón". Sin embargo son concentraciones excesivamente pequeñas y no se suelen emplear. La IUPAC desaconseja el uso de estas relaciones (especialmente en el caso de masa entre volumen) y recomienda usar las unidades correspondientes. Es particularmente delicado el uso de ppb y ppt, dado el distinto significado de billón y trillón en los entornos estadounidense y europeo. Ĥ== Conversiones útiles ==
Fracción molar a molalidad ( Xst→m ), y recordando que Xst + Xsv = 1
Molalidad a molaridad ( m→M )
Molaridad a molalidad ( M→m )
Porcentaje en peso a porcentaje peso en volumen
Peso en volumen a molaridad
Donde:
P sv = Peso molar del disolvente (g/mol) P st = Peso molar del soluto (g/mol) d = densidad (g/mL) %P/P = Concentración en g soluto/100 g disolución %P/V = Concentración en g soluto/100 mL disolución
Otras formas de indicar la concentración Para ciertas disoluciones de uso muy frecuente (por ejemplo ácido sulfúrico, hidróxido de sodio, etc.) se indica la concentración de otras formas:
Densidad Si bien la densidad no es una forma de expresar la concentración, ésta es proporcional a la concentración (en las mismas condiciones de temperatura y presión). Por esto en ocasiones se expresa la densidad de la disolución en condiciones normales en lugar de indicar la concentración; pero se usa más prácticamente y con disoluciones utilizadas muy ampliamente. También hay tablas de conversión de densidad a concentración para estas disoluciones, aunque el uso de la densidad para indicar la concentración es una práctica que está cayendo en desuso.
Nombres propios Algunas disoluciones se usan en una concentración determinada para algunas técnicas específicas. Y en estos casos suele usarse un nombre propio.
Ejemplos Compuesto Nombre Densidad Concentración 1,82091,00-92,25 H2SO4 Gerber 1,825 % m/m Alcohol 0,810Gerber isoamílico 0,812
I. OBJETIVO GENERAL Establecer de forma experimental, la dependencia de la solubilidad con la temperatura. II. OBJETIVOS ESPECÍFICOS Al finalizar la práctica el alumno será capaz de: Definir solución y solubilidad. Determinar el efecto de la temperatura en la solubilidad del nitrato de potasio KNO3 y Oxalato de amonio (NH4)2 C2O4 Construir una curva de solubilidad para cada compuesto (KNO3 y NaCl). .
Sumario En esta experiencia de laboratorio se realizaron una serie de procedimientos para hallar la solubilidad de unos reactivos en agua, a una determinada temperatura, y evaluar los tipos de reacciones que se podían observar mientras se disolvía el soluto en el solvente universal, y si era necesario, hacer cambios de temperatura según fuera necesario para que se realizara una solución homogénea y luego enfriar para determinar la temperatura de cristalización del reactivo para realizar la separación del soluto con el solvente.
Introducción Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un soluto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. Los factores de solubilidad se expresan en gr/100cm3 y puede variar el valor de la solubilidad en función de la temperatura, en la mayoría de los casos de manera directamente proporcional. Las modificaciones de los valores de solubilidad y temperatura apreciados en series continuas permiten la obtención de las llamadas curvas de solubilidad, que constituyen un elemento de gran utilidad en las experiencias químicas con disoluciones.
NITRATO DE POTACIO KNO3 T °C
grs soluto
grs disolvente
concentración
70°C
3.4grs
2.00gr
62.97%
68°C
3.4grs
2.50gr
57.62%
58°C
3.4grs
2.80gr
50.74%
55°C
3.4grs
4.00gr
44.15%
40°C
3.4grs
5.00gr
39.08%
Curva de solubilidad KNO3 70.00% n o i c a r t n e c n o c e d e j a t n e c r o P
60.00% 50.00% 40.00% 30.00% 20.00% 10.00% 0.00% 0
10
20
30
40 Temperatura
50
60
70
80
OXALATO DE AMONIO T°C grs. Soluto
grs disolvente
concentración
81 1.00grs
4.50gr
18.80%
77 1.00grs
5.00gr
16.60%
76 1.00grs
5.80gr
14.70%
70 1.00grs
6.80gr
12.80%
68 1.00grs
7.80gr
11.36%
Curva de solubilidad de Oxalato de Amonio n o i c a r t n e c n o c e d e j a t n e c r o p p
20.00% 15.00% 10.00% 5.00% 0.00% 66
68
70
72
74 Temperatura
76
78
80
82
CONCLUSION En la grafica nos damos cuenta que el nitrato potasio es un reactivo muy soluble mientras que el oxalato de amonio necesita de una temperatura mas alta que la del nitrato de potasio. El coeficiente de solubilidad depende de la temperatura, de la naturaleza del soluto, de la naturaleza del disolvente y de la presión. Para el caso de un sólido disuelto, la influencia de la presión en muy pequeña. Al elevar la temperatura, el coeficiente de solubilidad aumenta si el fenómeno de disolución a temperatura constante es endotérmico (es el caso más frecuenta), y disminuye en caso contrario. Los resultados se traducen en las llamadas curvas de solubilidad, que son representaciones gráficas de la solubilidad de un soluto en función de la temperatura. En resumen el coeficiente de solubilidad depende principalmente de: - En la solubilidad influyen la naturaleza del soluto, la del disolvente y la temperatura. - Se llaman curvas de solubilidad a las representaciones gráficas de la solubilidad de un soluto en función de la temperatura. En pocas palabras es la representación gráfica de la solubilidad (eje de las y) contra temperatura (eje de las x) para un soluto y un disolvente dados.
BIBLIOGRAFIA http://es.wikipedia.org Manual de Física, Koshkin, Shirkévich. Editorial Mir. Koshkin, Shirkévich. Manual de Física elemental, Edt. Mir (1975). Güemez, Fiolhais C., Fiolhais M. Revisiting Black's experiments on the latent heats of water. The Physics Teacher Vol 40, January 2002. Ivanov D. Experimental determination of absolute zero temperature. The Physics Teacher, Vol 41, March 2003. Panayotova. An undergraduate experiment on thermal properties. Eur. J. Phys. 8 (October 1987)
