INSTITUTO TECNOLOGICO DE TUXTLA GUTIERREZ

MANUAL DE PRACTICAS DE

FISICOQUIMICA I

DEPARTAMENTO DE QUIMICA Y BIOQUIMICA AREA: INGENIERIA QUIMICA

ING. WILBERT MORGAN BLANCO CARRILLO

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Contenido

PRACTICA No. 1 PRESIÓN DE VAPOR (Método dinámico) ......................... 2 PRACTICA No. 2 PRESIÓN DE VAPOR (Método estático)............................. 6 PRACTICA No. 3 PRESIÓN DE VAPOR (Método volumétrico) ........................ 9 PRACTICA No. 4 VOLÚMENES MOLARES PARCIALES .............................. 13

PRACTICA No. 5 EQUILIBRIO LIQUIDO-VAPOR .......................................... 17 PRACTICA No. 6 DIAGRAMA DE FASES DE LÍQUIDOS PARCIALMENTE MISCIBLES ......................................................................... 24 PRACTICA No. 7 EQUILIBRIO LÍQUIDO-LÍQUIDO ........................................ 28 PRACTICA No. 8 PROPIEDADES COLIGATIVAS (Ebulloscopía) ..................................................... 35 PRÁCTICA No. 9 PROPIEDADES COLIGATIVAS (Crioscopía) 39

PRACTICA No.10 EQUILIBRIO SOLIDO-LIQUIDO ......................................... 43

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PRACTICA No. 1 PRESIÓN DE VAPOR (Método dinámico)

1.- OBJETIVOS: Determinar presiones de vapor de líquidos puros y estudiar su relación

con la temperatura y su calor de vaporización. 2.- INTRODUCCION. En esta práctica se pondrá a prueba el desempeño del alumno en la determinación experimental de la presión de vapor de un líquido cotejándola con la reportada en la literatura (si ésta está disponible) y por la ecuación de Antoine. Para esto, será necesario tomar datos experimentales con respecto a temperatura. Se utilizarán la ecuación de Clausius-Clapeyron para calcular el calor de vaporización del líquido problema. Se tomará muy cuidadosamente las lecturas del manómetro y también es importante saber cuál es la presión manométrica y la presión absoluta y cómo obtenerlas, porque esto será la base tanto de las gráficas como del cotejo de las presiones obtenidas. Para el estudio de la relación presión-temperatura se trazarán curvas P vs T y se obtendrán ecuaciones que mejor se ajusten a los datos experimentales por medio de regresión polinomial.

3.- MARCO TEORICO:

La presión de vapor o más comúnmente presión de saturación es la presión, a una temperatura dada, en la que la fase líquida y el vapor se encuentran en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de líquido y de vapor presentes mientras existan ambas. Este fenómeno también lo presentan los sólidos; cuando un sólido pasa al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido (proceso denominado "sublimación" o el proceso inverso llamado "deposición") también se produce una presión de vapor. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado. Esta propiedad posee una relación inversamente proporcional con las fuerzas de atracción intermoleculares, debido a que cuanto mayor sean éstas, mayor deberá ser la cantidad de energía entregada (ya sea en forma de calor u otra manifestación) para vencerlas y producir el cambio de estado.

Por lo cual todos los sólidos y líquidos producen vapores consistentes en átomos o moléculas que se han evaporado de sus formas condensadas. Si la sustancia, sólida o líquida, ocupa una parte de un recipiente cerrado, las moléculas que escapan no se pueden difundir ilimitadamente sino que se acumulan en el espacio libre por encima de la superficie del sólido o el líquido, y se establece un equilibrio dinámico entre los átomos y las moléculas que escapan del líquido o sólido y las que vuelven a él.

Imaginemos una ampolla de cristal en la que se ha realizado el vacío y que se mantiene a una temperatura constante; si introducimos una cierta cantidad de líquido en su interior, sin que se ocupe todo el espacio de la misma, parte del líquido se evaporará, rápidamente al principio, hasta que se alcance el equilibrio entre ambas fases.

Inicialmente sólo se produce la evaporación ya que no hay vapor; sin embargo a medida que la cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión en el interior de la ampolla, se va incrementando también la velocidad de condensación, hasta que transcurrido un cierto tiempo ambas velocidades se igualan. Llegados a este punto se habrá alcanzado la presión máxima posible en la ampolla (presión de vapor o de saturación) que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura.

El equilibrio dinámico se alcanzará más rápidamente cuanta mayor sea la superficie de contacto entre el líquido y el vapor, pues así se favorece la evaporación del líquido; del mismo

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modo que un charco de agua extenso pero de poca profundidad se seca más rápido que uno más pequeño pero de mayor profundidad que contenga igual cantidad de agua. Sin embargo, el equilibrio se alcanza en ambos casos para igual presión.

El factor más importante que determina el valor de la presión de saturación es la propia naturaleza del líquido, encontrándose que en general entre líquidos de naturaleza similar, la presión de vapor a una temperatura dada es tanto menor cuanto mayor es el peso molecular del líquido.

Las herramientas anteriormente mencionadas se basan en la volatilidad de la sustancia y

determina el grado al cual una sustancia se transforma del estado liquido o sólido al estado

vapor; si una sustancia posee mayor volatilidad que otra , existe mayor fase de vapor a

determinada presión y temperatura. En procesos de separación, como la destilación, se

separan las sustancias más volátiles de las menos volátiles mediante la vaporización parcial de

las mezclas liquidas.

Estimación de las presiones de vapor:

Para estimar la presión de vapor de una sustancia se pueden utilizar las siguientes ecuaciones

y diagrama:

a. Ecuación de Clausius – Clapeyron

b. Ecuación de Antoine.

c. Diagrama de Cox

4.- Actividad anterior

Investigación previa sobre;

Ecuación de Clapeyron

Ecuación de Clausius-Clapeyron

Influencia de la naturaleza del líquido en la presión de vapor

Dependencias de la presión de vapor con respecto a la temperatura

Ecuación de Antoine

Diagrama de Cox y Durhing

Investigar sobre otras técnicas para determinar presiones de vapor de líquidos.

Explicar adecuadamente la diferencia entre evaporación y ebullición.

Describir los criterios de equilibrio entre fases.

5.- MATERIAL y REACTIVOS

1 matraz erlenmeyer Agua (sustancia A)

1 termómetro de 110 °C metanol (sustancia B)

1 manómetro

Mangueras

1 Tripie

1 pinza

1 parrilla eléctrica 6.- PROCEDIMIENTO:

a. Armar el dispositivo como se muestra en la figura de la siguiente página.

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b. Introducir unos 200 ml de la sustancia A en el erlenmeyer.

c. Calentar hasta ebullición (como sistema abierto).

d. Apagar el mechero y cerrar la válvula de presión (simultáneamente) para obtener

un sistema cerrado y deje enfriar. PRECAUCION: el sistema está caliente, tenga

cuidado de no quemarse al cerrar la válvula.

e. Una vez que inicie el vacío, registrar los datos de la presión manométrica y la

correspondiente temperatura conforme el sistema se va enfriando.

f. Vaciar y lavar el erlenmeyer.

g. Repetir el experimento con la sustancia B.

PRECAUCION: Para el caso del alcohol extremar precauciones al usar el fuego directo (mechero) como fuente de calor, ya que el alcohol es inflamable o mejor utilizar una parrilla eléctrica. A partir del paso 4 el sistema debe estar herméticamente cerrado.

ARMA DO DEL DISPOSITIVO

Tabla de registro de datos (agua)

a1

a2

T

Tabla de registro de datos (metanol)

a1

a2

T

Donde a1 y a2 son alturas del nivel de Hg del manómetro y T es la temperatura correspondiente.

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7.- Actividades posteriores: a. Calcular las presiones de vapor absolutas para cada temperatura a partir de los datos experimentales. b. Obtener una ecuación que se ajuste lo mejor posible a los datos experimentales por medio de correlación polinomial. c. Estimar las presiones de vapor a las mismas temperaturas por medio de la ecuación de Antoine y por las tablas o gráficas encontradas en la bibliografía. d. Elaborar la grafica P VS T Compare y haga observaciones respecto a las dos sustancias estudiadas. e. Elaborar la grafica ln (P) VS (1/T) ¿La grafica es una línea recta? Si o No y porqué. f. Estimar a una temperatura T el calor de vaporización del líquido usando las presiones de vapor obtenidas experimentalmente y la ecuación de Clausius-Clapeyron. g. Anotar observaciones y conclusiones. h. ¿Por qué a una temperatura T, el etanol tiene una mayor presión de vapor que el agua? i. Si dos tubos de diferente diámetro contienen la misma cantidad de un líquido, ¿en cuál de ellos se evapora más rápido el líquido y porqué? j. Elaborar su reporte de forma digital en WORD con tipo de letra Arial y tamaño 10.

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PRACTICA No. 2 PRESIÓN DE VAPOR (Método estático) 1.- OBJETIVO Medir experimentalmente temperaturas de ebullición de líquidos puros y estudiar su relación con la presión ejercida sobre el mismo, así como estimar el calor de vaporización del líquido. 2.- INTRODUCCION En este experimento se medirán las temperaturas de ebullición a varias presiones fijando éstas por medio de una bomba de vacío. Se trazarán las curvas P vs T para estudiar la relación entre estas variables. 3.- BASE TEORICA Se define punto de ebullición de un líquido como la temperatura a la cual la presión del vapor es igual a la presión externa. Cuando se aplica calor a un líquido en un recipiente abierto, su presión de vapor aumenta hasta hacerse igual a la presión atmosférica. El punto de ebullición varía con la presión externa que existe por encima de la superficie del líquido. Al descender la presión, el punto de ebullición disminuye; un aumento en la presión aumenta el punto de ebullición. En este experimento la presión externa se ejercerá aplicando vacío al sistema con un dispositivo como el que se muestra en la figura de abajo. Variación de la presión de vapor con la temperatura La presión de vapor de un líquido, es constante a una temperatura dada, pero aumenta si lo hace la temperatura hasta el punto crítico del líquido. Es fácil de comprender el aumento de la presión de vapor teniendo en cuenta la teoría cinética. Al aumentar la temperatura es mayor la porción de moléculas que adquieren la energía suficiente para escapar de la fase liquida, y en consecuencia se precisa mayor presión para establecer un equilibrio entre el vapor y el liquido. Por encima de la temperatura critica la tendencia de escape de las moléculas es tan elevada que ninguna presión aplicada es suficiente para mantenerlas unidas en el estado liquido, y toda la masa persiste como gas. La variación de la presión de vapor con la temperatura se expresa matemáticamente con la ecuación de Clapeyron. Para la transición de líquido a vapor, P es la presión a la temperatura

T, Hv el calor de vaporización del liquido y Vl el volumen del liquido, mientras que Vg es el volumen del mismo pero como vapor. En consecuencia para la vaporización la ecuación de Clapeyron puede escribirse así.

tg

v

VVT

H

dT

dp

ˆˆ

A temperatura no muy próxima a la crítica tV̂ es muy pequeña comparada con gV̂ y puede

despreciarse. Así a 100 °C, gV̂ del agua es 1671 cm3 por gramo, mientras que tV̂ es solo 1.04

cm3 por gramo. Además si suponemos que el vapor se comporta esencialmente como un gas

ideal, entonces gV̂ por mol viene dado por gV̂ =RT/P y si se considera que el calor de

vaporización se mantiene prácticamente constante en el rango de temperatura T1 a T2, la ecuación anterior se transforma en:

Integrando queda de la siguiente forma: cT

R

HP

T

dT

R

H vv

1ln

2

Esta última ecuación se conoce como ecuación de Clausius-Clapeyron.

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4.- Actividades anteriores

Definir temperatura de ebullición

Diferenciar entre evaporación y ebullición en términos de energía molecular

¿Qué significa el término volatilidad?

5.- Equipo necesario y material:

Recipiente de ebullición

Mechero

Termómetro

Refrigerante recto o equivalente

Manómetro

Bomba de vacio

Matraz

Tripie

Perlas de ebullición Reactivos a usar: Agua 6.- Procedimiento y desarrollo de la Práctica: Se instala un dispositivo similar al que se muestra en la figura de abajo. (Este dispositivo se encuentra instalado en el laboratorio de Ingeniería Química).

El matraz que se conecta al manómetro se le agrega aproximadamente 100ml de agua y dentro unas cuantas perlas de ebullición.

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Se verifica que el sistema no contenga fugas, abriendo la válvula que comunica la bomba de vacío y cerrando la válvula de venteo. Se calienta el agua, controlando el calentamiento de tal forma que la ebullición fuese moderada. Los recipientes que se encuentran a la derecha de matraz de calentamiento, en la figura de arriba, funcionan como refrigerante y trampa de vapor respectivamente para evitar que el vapor llegue a la bomba de vacío y pueda dañarlo. Se anota la temperatura de ebullición y se mide las alturas respectivas entre las dos ramas del manómetro, (∆h es la diferencia de alturas del manómetro). Registro de datos: 7.- Actividades posteriores: 1. Calcular las presiones absolutas y anotarlas en la tabla anterior 2. Obtener por regresión una ecuación que se ajuste a los datos experimentales. 3. Estime el calor de vaporización del líquido utilizando la ecuación de Clausius-Clapeyron.

4. Consulte en la literatura el calor de vaporización reportado y compare con el obtenido experimentalmente.

TºC TºK ∆h (mm Hg)

Presión Absoluta (mm Hg)

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PRACTICA No. 3 PRESIÓN DE VAPOR (Método volumétrico) 1.- OBJETIVO: Estimar el calor de vaporización de un líquido con la ecuación de Clausius-Clapeyron determinando experimentalmente la presión de vapor del líquido con la técnica de medición de volúmenes de la fase vapor. 2.- INTRODUCCION En esta práctica se medirán volúmenes de mezcla gaseosa, aire y vapor del líquido problema, a varias temperaturas y se usará la ecuación de gas ideal para determinar las presiones parciales de cada componente. 3.- MARCO TEORICO La teoría sobre gases ideales señala que, la presión parcial (pi) de un componente i, en una mezcla gaseosa ideal, es igual al producto de su fracción molar y la presión total de la mezcla, es decir:

i ip y P

En esta práctica se determinará la presión parcial del aire mezclado con el vapor del líquido problema y se obtendrá la presión parcial del vapor que está en equilibrio con el líquido con la fórmula

iP p 4.- ACTIVIDADES ANTERIORES

I. ¿Cuál es la ecuación de estado de gas ideal?

II. Calcule, utilizando la ecuación de gas ideal, las moles de un compuesto que ocupara

un volumen de 15 m3 en condiciones normales de presión y temperatura.

5.- MATERIALES Y REACTIVOS Material Sustancias

1 Probeta de 100ml Agua

1 Vaso de Precipitado de 2L. Hielo

1 Termómetro

1 Recipiente para enfriar

1 Tripie

1 Tela de asbesto

1 Agitador

Mechero de bunsen 6.- PROCEDIMIENTO

Llene con agua una probeta de 100 ml con agua destilada hasta 2/3 partes de su altura. Cubra la parte superior de la probeta con un dedo, invertirla e introducirla lentamente dentro de un vaso de precipitados lleno de agua destilada. Dentro de la probeta debe quedar atrapado un volumen de aire de aproximadamente 20 ml. En caso necesario agregue más agua al recipiente para asegurarse que el aire atrapado se encuentre totalmente rodeado de agua.

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Caliente el sistema con un mechero hasta llegar a los 80ºC. En cuanto se registre esta temperatura retirar el mechero y registrar el volumen de aire húmedo dentro del cilindro.

Deje que se enfríe lentamente y registre los volúmenes de aire correspondientes conforme vaya bajando la temperatura. Obtenga lecturas para variaciones de volumen de 1 ml. Agite continuamente para evitar gradientes de temperatura dentro del sistema. Efectúe todas las lecturas posibles.

Coloque el recipiente en un baño que contenga hielo. Deje enfriar el agua hasta alcanzar una temperatura entre 5ºC y 0ºC. En ese momento registre el volumen del aire y la temperatura.

Registre el valor de la presión atmosférica del lugar de trabajo. Anote sus resultados en la tabla 1. Diagrama de proceso:

Tabla 1

No. de Evento Temperatura del sistema (°C)

Volumen experimental leído en la probeta (ml)

Volumen de aire calculado en el paso 5 del cuestionario 1 (ml)

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7.- CUESTIONARIO 1: a. ¿Cuál es la presión total de los gases que se encuentran en la parte superior de la probeta durante el experimento? b. ¿Qué gases se encuentran confinados en la parte superior de la probeta a lo largo del experimento? c. ¿Cuál es el gas dentro de la probeta cuando la temperatura es de 0°C? Justifique su respuesta refiriéndose a la utilidad de determinar el volumen a 0°C. d. Utilice la ecuación del gas ideal, y con los datos obtenidos a 0°C calcule el número de moles de aire presentes en la probeta. Seleccione las unidades adecuadas. e. Utilice el número de moles de aire presentes y la presión total del sistema, y calcule para cada una de las temperaturas registradas, el volumen que ocupa el aire dentro de la probeta a lo largo del experimento. Registre sus resultados en la cuarta columna de la Tabla 1. f. Con los datos experimentales obtenidos, trace el gráfico del volumen del gas confinado en la probeta (ml) (ordenadas) en función de la temperatura (K) (abscisas), en una hoja de papel milimetrado. g. En la misma hoja trace el gráfico que corresponda al volumen de aire presente en la probeta (calculado en el punto 5) en función de la temperatura. h. ¿A qué se debe que los dos trazos tengan un comportamiento distinto? 8.- CUESTIONARIO 2 a. Calcule la presión parcial del aire dentro de la probeta para cada una de las temperaturas de trabajo. Registre sus resultados en la tabla 2. b. ¿Por qué cambia esta presión para cada evento realizado? c. Determine el valor de la presión de vapor de la sustancia problema para cada una de las temperaturas de trabajo. Recuerde que la presión total del gas dentro de la probeta es igual a la suma de las presiones parciales de sus componentes. Registre sus resultados en la tabla2. d. Trace en una hoja de papel milimetrado el gráfico de Presión de vapor (mm Hg) (ordenadas) en función de la temperatura (K) (abscisas). e. ¿Existe alguna relación entre la presión de vapor y la temperatura? ¿Cuál es esta relación? ¿Es una relación lineal? f. Ampliando el conjunto de datos de presión de vapor con temperatura por interpolación adecuada traza el gráfico de ln Pvapor (ordenadas) en función del inverso de la temperatura (abscisas). g. ¿Qué tipo de relación establece la ecuación de Clausius-Clapeyron entre la presión de vapor y la temperatura? h. ¿Presentan sus determinaciones la misma relación? Justifique su respuesta i. Utilizando los datos experimentales y el gráfico anterior estime el calor de vaporización del líquido por medio de la ecuación de Clapeyron y luego con la de Clausius-Clapeyron.

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Tabla 2

Temperatura (K) Presión parcial del aire (mm Hg)

Presión de vapor de la sustancia (mm Hg)

ln Pvapor 1/T K-

1

ESCRIBA EN EL ESPACIO INFERIOR SUS OBSERVACIONES Y RECOMENDACIONES.

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PRACTICA No. 4 VOLÚMENES MOLARES PARCIALES 1.- OBJETIVO: Determinar experimentalmente el volumen molar parcial de los componentes de una solución binaria y estudiar su relación e importancia con respecto a los volúmenes molares de los componentes puros. 2.- INTRODUCCION La técnica a utilizar en este experimento consiste en medir las densidades de las soluciones y con éstas calcular la masa (w), el volumen (V), la fracción molar (x) y la molalidad (m) de cada solución y luego trazar las gráficas volumen molar de solución contra fracción molar, x, y volumen de solución contra la molalidad de la misma. 3.- MARCO TEORICO: Propiedades de la solución y equilibrio físico Una de las más importantes aplicaciones de la termodinámica es la predicción del equilibrio existente entre fases donde no ocurren reacciones químicas. Por ejemplo, para el diseño de equipo de destilación y absorción son esenciales los cálculos de equilibrio liquido-vapor; los equilibrios gas-sólido y liquido-sólido son esenciales para el diseño de absorción, y los equilibrios liquido-liquido y liquido-sólido deben estimarse para procesos de extracción. Ciertos conceptos adicionales de termodinámica son necesarios para entender tales procesos y calcular los equilibrios. El Potencial químico, propiedades molares parciales, los conceptos de fugacidad y actividad, la diferencia entre soluciones ideales y no ideales, y la regla de las fases son fundamentos necesarios para tales propósitos. Propiedades molares parciales El principio de estado especifica que cualquier propiedad termodinámica para un componente puro puede especificarse como una función de dos propiedades de referencia cualesquiera, como presión y temperatura. Si existe una mezcla homogénea de dos o más componentes, deberá especificarse una propiedad de referencia adicional por cada componente adicional; por .ejemplo para una mezcla de cuatro componentes, usualmente deberían especificarse la temperatura, la presión, y los moles o fracción molar de tres de los componentes. Una propiedad molar parcial es una propiedad de un compuesto cuando está mezclado con otros componentes. La propiedad molar parcial de cualquier componente i es el cambio diferencial en la propiedad M de la solución con respecto al cambio diferencial en su cantidad molar a temperatura, presión y moles constantes de los otros componentes. Si se desea, el volumen puede ser sustituido por presión o temperatura. En general,

, , j

i

i P T n

MM

n

donde ni son los moles del componente bajo discusión i nj son los moles del resto de los componentes j

es la propiedad molar parcial de iiM

La ecuación anterior indica que la pendiente de la recta tangente a la representación gráfica de M VS ni es la propiedad molar parcial de i.

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Para un sistema binario se ha demostrado que:

1 2 2 1

1 1

dM dMM M x y M M x

dx dx

Una representación gráfica de M contra x1 muestra que una línea trazada tangente a un valor en particular de x1, sus intercepciones con las fronteras a x1=0 y x1=1 dan directamente los valores de las dos propiedades molares parciales.

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4.- ACTIVIDADES ANTERIORES: 1. Investigar y leer hasta total comprensión el tema sobre propiedades molares parciales y su

relación con las propiedades termodinámicas de las soluciones.

2. Leer el desarrollo del experimento y anotar las precauciones y los cuidados necesarios en el

desarrollo del mismo.

5.- MATERIALES Y REACTIVOS Materiales Reactivos

Balanza de precisión Etanol absoluto

Picnómetro Agua destilada

2 peras de goma para pipetas

1 pipeta aforada de 10 ml

2 pipetas graduadas de 20 ml

2 pipetas graduadas de 5 ml

2 vasos de precipitados de 100 ml

2 vasos de precipitados de 150 ml 6.- PROCEDIMIENTO

Pesar los picnómetros vacíos y secos Pesar los picnómetros con agua y alcohol respectivamente.

Los picnómetros se lavan y después se purgan con acetona para quitarles el agua restante.

Prepare 7 soluciones con un volumen constante de agua (30 ml) para cada solución y volúmenes de etanol variable (5, 10, 15, 20, 25, 30, 35).

Pesar el picnómetro con cada solución.

Anotar los datos obtenidos en la tabla siguiente y efectuar los cálculos indicados. 7.- ACTIVIDADES POSTERIORES (a) Registro de datos y cálculos de las densidades: A=agua B=etanol

muestra Vol. A Vol. B Masa Pic Masa Pic + solución

Masa solución. Vol. Pic Densidad de solución.

1 30 0

2 0 30

3 30 5

4 30 10

5 30 15

6 30 20

7 30 25

8 30 30

9 30 35

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(b) Cálculo de la fracción molar y volumen molar de las soluciones

Mezcla Moles agua

Moles etanol

Moles totales

Fracción molar

Volumen molar

1

2

3

4

5

6

7

8

9

(c) Cálculo de la molalidad de las soluciones

(d) Trazar las graficas V vs m y hallar los volúmenes molares parciales a una concentración de m seleccionada por Usted. ¿Son iguales a los de los componentes puros? ¿Por qué? (e) Trazar la gráfica Vmolar vs x y hallar los volúmenes molares parciales a una concentración x seleccionada por usted.

Mezcla

Masa de .agua (gr)

Masa de Etanol (gr)

Moles de etanol (grmol)=molalidad

Masa de solución Gr

Densidad de solución gr/ml

Vol. Mezcla (ml)

1

2

3 1000

4 1000

5 1000

6 1000

7 1000

8 1000

9 1000

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PRACTICA No. 5 EQUILIBRIO LIQUIDO-VAPOR 1.- OBJETIVOS: a.- Construir las curvas de ebullición y de equilibrio líquido-vapor para mezclas binarias de líquidos totalmente miscibles. b.- Determinar si las mezclas obedecen a la ley de Raoult o presentan desviación positiva o negativa de la misma. c.- Analizar los resultados de equilibrio y verificar si el sistema estudiado presenta un estado azeotrópico. En caso positivo obtener la temperatura y la concentración del azeótropo. 2.- INTRODUCCION Para la construcción de las curvas de equilibrio se determinará, a presión constante P, la temperatura T de ebullición por destilación, se medirá el índice de refracción IR de varias mezclas de composición variable del sistema binario y se determinará la concentración de los destilados por medición de sus índices de refracción y la lectura correspondiente en la curva patrón IR vs X. 3.- MARCO TEORICO Una fase de acuerdo a la definición clásica, se define como materia uniforme en todas sus partes, tanto en composición química como física, ejemplos de ésta son: agua líquida, hielo, vapor de agua, solución de sacarosa en agua, la mezcla de gases en una muestra de aire, etc. Dos o más fases se presentan cuando hay una superficie macroscópica de separación entre las fases homogéneas, ejemplos son: un sistema formado por tres fases (hielo-agua-vapor), sistemas formados por dos fases (líquidos inmiscibles) y mezclas de sólidos o formas cristalinas diferentes del mismo sólido. El número de fases identificables depende de cómo se observe la muestra, por ejemplo, una solución de DNA es homogénea a simple vista, y a nivel microscópico se observa no homogénea. Existen diferentes tipos de equilibrios entre fases: sólido–líquido (S-L), líquido-líquido (L-L), líquido-vapor (L-V), etc., y también, pueden existir equilibrios de un solo componente, de dos componentes llamado binario y de tres componentes denominado ternario. El estado de una muestra de materia se define por dos tipos de variables: intensivas y extensivas. Las variables intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia presente como la temperatura, presión y concentración; y las variables extensivas son aquellas que sí presentan dependencia de la cantidad de materia presente como por ejemplo la masa y volumen. En un sistema de una o más fases, generalmente se requiere conocer al menos una variable extensiva por fase para determinar la masa de cada una de ellas, y el resto de las propiedades del sistema se pueden determinar a partir de propiedades intensivas. La regla de las fases de Gibbs define el número mínimo de variables intensivas necesarias para describir un sistema: V = c - f + 2 Donde V son los grados de libertad del sistema, y se define como el número mínimo de variables intensivas necesarias para describir un sistema, c es el número de componentes químicos y f es el número de fases del sistema. El estado en equilibrio de una sustancia pura puede representarse en forma gráfica como se muestra en la siguiente figura, y se le conoce como diagrama de fase.

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El diagrama de fase del agua muestra que pueden existir simultáneamente las fases sólida, líquida y vapor, en equilibrio (punto triple). A lo largo de la línea de sublimación están en equilibrio las fases sólidas y vapor; a lo largo de la línea de fusión lo están las fases sólida y líquida; y a lo largo de la línea de vaporización lo están la fase líquida y la de vapor. El único punto en el cual pueden estar las tres fases en equilibrio, es el punto triple.

Equilibrio líquido-vapor de mezclas binarias

A una temperatura T y una presión P, en un sistema constituido por dos fases (ej. líquido y vapor) de una sustancia pura, el equilibrio termodinámico se produce cuando los potenciales

químicos de la sustancia son iguales en ambas fases

. En el caso de una mezcla homogénea de varias sustancias, disolución, el equilibrio material se produce igualmente cuando los potenciales químicos de cada una de las sustancias son iguales en ambas fases.

Por sencillez, vamos a considerar que las sustancias que forman la mezcla binaria en fase gaseosa se comportan como gases ideales, y que en fase líquida constituyen una disolución ideal (los dos componentes líquidos son estructural y químicamente muy similares, de forma que las interacciones moleculares soluto-disolvente, soluto-soluto y disolvente-disolvente son iguales). Una característica de las disoluciones ideales es que a una temperatura dada, cada componente de la disolución ejerce una presión de vapor que es proporcional a su fracción molar en la fase líquida (χi) y a la presión de vapor del componente puro a esa temperatura (Pi

*), (Ley de Raoult):

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El conocimiento de la relación entre la presión P del sistema y la composición de las dos fases, líquida y gas, permite dibujar el diagrama de fases a T constante como se muestra en la figura siguiente:

Por encima de la línea de vaporización, ej. En el punto A, sólo existe fase líquida. Por debajo de la línea de condensación, baja presión, sólo existe fase gas. La región entre las dos curvas es bifásica, coexisten en equilibrio líquido y vapor. En el punto B la mezcla se separa en una fase líquida y otra gaseosa, cuya composición se determina trazando la llamada línea de equilibrio, que representa la presión del sistema y pasa por el punto B. La línea de equilibrio corta la línea de vaporización en el punto L, cuya abscisa determina la composición de la fase líquida x2. La línea de equilibrio corta la línea de condensación en el punto V, cuya abscisa determina la composición de la fase gas y2. En el diagrama anterior se observa cómo en el caso de una disolución ideal el vapor se enriquece en el componente más volátil (P

*2>P

*1 luego

a una T y P dada, y2> x2). Si representamos a P constante, el diagrama de fases temperatura-composición, se observa como la línea de vaporización no es una recta, y que la curvatura de la línea de condensación está invertida respecto al diagrama de fase isotérmico, ya que si P

*2>P

*1, T

*V2<T

*V1

Esto tiene una importante aplicación, ya que hace posible la separación de líquidos miscibles mediante la destilación. Según el diagrama, si partimos de una disolución ideal de los líquidos 1

20

y 2, cuya composición sea χ2=0.4, la temperatura de ebullición será la ordenada del punto L.

A esa temperatura, la composición del gas se determina por la abscisa del punto V. Como se ve el gas tiene una composición más rica en el componente más volátil, en este caso el 2. Si el gas se separa y se enfría, el condensado será ahora una disolución de composición χ2=0.6. Este líquido puede volver a calentarse hasta su nuevo punto de ebullición, más bajo que el anterior, y tras repetir varias veces el proceso de recogida del vapor, condensación, y evaporación, se pueden separar los líquidos que formaban la disolución ideal.

Muy pocos sistemas forman disoluciones ideales en todo el rango de composición, aunque todas se aproximan al comportamiento ideal cuando están suficientemente diluidas. De hecho se habla de disoluciones diluidas ideales (o idealmente diluidas) cuando la fracción molar del disolvente se aproxima a la unidad, de forma que las moléculas de soluto sólo interaccionan con el disolvente dada su dilución.

4.- ACTIVIDADES PREVIAS

I. Describir las diferencias esenciales entre una solución ideal y la no ideal

II. Considerando como base inicial la ley de Raoult obtenga una expresión que relacione

la presión P del sistema binario con la fracción molar x i de la fase líquida de uno de los

componentes. Indique la forma polinómica de dicha expresión.

III. Suponga un comportamiento ideal de la solución y la aplicación de la ley de Dalton de

las presiones parciales a la fase vapor y obtenga una expresión que relaciona la

presión total (P) del sistema con su composición yi de la fase vapor de un componente

i.

IV. ¿Qué se entiende por mezcla azeotrópica?

V. ¿cómo puede separarse una mezcla azeotrópica por destilación?

VI. ¿qué es una variable intensiva de un sistema? ¿y una extensiva?

VII. Aplicando la ley de las fases de Gibbs, determine el grado de libertad disponible de un

sistema binario en equilibrio líquido-vapor sometido a una presión P.

VIII. ¿Cómo se define el índice de refracción de una sustancia?

IX. ¿Cuándo se dice que una solución presenta una desviación positiva y cuándo negativa

de la idealidad?

X. Elaborar el diagrama de bloques de la técnica descrita.

5.- DESARROLLO EXPERIMENTAL 5.1 MATERIAL EQUIPO

1 Termómetro. 1 Equipo Corning.

2 Soporte universal. 1 Refractómetro.

2 Pinzas de tres dedos.

1 Aro metálico.

1 Tela de asbesto.

1 Mechero bucen. REACTIVOS:

6 Tubos de ensaye 10x30.

6 Tubos de ensaye de 5x10. (Según sistema)

2 Vasos precipitados de 100ml.

2 Pipetas de 10ml.

Mangueras para refrigerante.

21

5.2 TECNICA EXPERIMENTAL Determinar las curvas de punto de ebullición para uno de los siguientes sistemas binarios:

a) benceno-tolueno

b) benceno-hexano

c) cloroformo-acetona

d) agua-ácido acético

e) alcohol isopropílico-benceno

f) metanol-benceno

g) etanol-agua

Para construir el diagrama (T vs x) se deben determinar los puntos de ebullición de los solventes puros y por lo menos de 7 o más mezclas de diferentes composiciones, tratando de que éstas estén distribuidas uniformemente en todo el rango de composición y se procederá de la siguiente manera: 1. Armar el aparato para destilación. 2.-Preparar las mezclas como se indica en la tabla 1 Tabla 1

NOTA: El etanol, CH3-CH2-OH, en su forma pura, es un líquido incoloro. Es miscible en todas proporciones con el agua, éter, acetona benceno y otros solventes orgánicos.

MUESTRA Nº

ETANOL AGUA INDICE DE REFRACION

COMPOSICION %MOLAR DE ETANOL

1 40 ml. 0 ml.

2 35 ml. 5 ml.

3 30 ml. 10 ml.

4 25 ml. 15 ml.

5 20 ml. 20 ml.

6 15 ml. 25ml.

7 10 ml 30 ml

8 5 ml 35 ml

9 0 ml 40 ml

22

Es común encontrarlo formando un azeótropo con el agua, con 89.43 % molar de etanol a 1 atm y 78.15

0C.

Síntomas: Irritación de los ojos y tracto respiratorio, dolor de cabeza, debilidad , somnolencia, confusión mental, fatiga, náusea, temblor.

Tratamiento: Exámenes físicos al paciente expuesto, periódicamente incluyendo signos de irritación crónica de las membranas mucosas y alcoholismo crónico.

Primeros auxilios: Irrigar ojos con agua, hacer lavado gástrico, si es posible seguido de una purga salina. En caso de erupción usar un químico seco, alcohol espuma o dióxido de carbono. Agua en spray puede ser efectiva como agente extintor, puede puede ser usada para mantener fríos los contenedores expuestos al fuego.

3.- Medir el índice de refracción con el refractómetro Abbe y calcular el % molar de las soluciones preparadas. Anotar los resultados en la tabla 1. 4.-Iniciar la destilación determinando el punto de ebullición de 25 ml. de muestra, recogiendo en un tubo de ensayo las primeras tres o cuatro gotas (1 ml aprox.) del destilado. Anotar en la tabla 2. Nota: Se recomienda calentar lentamente la solución con un capilar de vidrio en el interior del matraz para que la ebullición sea homogénea y evitar que se produzcan proyecciones. 5.- Medir el índice de refracción del destilado y anotar en la tabla 2. 6.- Repetir los pasos 4 y 5 para cada una de las mezclas a sus diferentes concentraciones, y tabular datos. 7. Medir la densidad de los componentes puros y anotar en la tabla 3. 8. Anotar las condiciones de presión y temperatura en el laboratorio:

Presión barométrica

mm Hg

Temperatura en C

Tabla 2. Temperatura, índice de refracción y composición del destilado.

MEZCLA Nº TOC EBULLICION IR DEL DESTILADO Y

1

2

3

4

5

6

7

8

9

Tabla 3. Punto de ebullición, densidad e índice de refracción de componentes puros:

Sustancia Punto de ebullición Densidad Indice de refracción.

A

B

23

CALCULOS PARA LA COMPOSICION % MOLAR

6.- ACTIVIDADES POSTERIORES:

Construir la gráfica patrón IR vs x

Determinar la concentración, y, de los destilados utilizando la gráfica patrón. Anotar en la tabla 2

Trazar la curva de destilación T vs x,y

Trazar la curva de equilibrio y vs x

Reportar los resultados en forma tabular y gráfica 7.- CUESTIONARIO: 1. ¿A qué temperatura empezaría a hervir una solución con una fracción molar de 0.25? 2. ¿Cuál sería la temperatura de rocío de esta solución? 3. ¿Es posible que esta mezcla forme un azeótropo?, ¿cuál sería la composición del azeótropo? 4. ¿Cuáles serian las composiciones de las fases en equilibrio a la temperatura de 72 C?

5. Como solución ideal:

Para calcular la fracción mol del destilado YA : 5.1 Calcular P

o con la ecuación de Antoine

log10 P

o = A-B/(T+C)

5.2 Una vez obtenidas las presiones de vapor a las diferentes temperaturas, calculamos yA con la ecuación de Raoult

yA P = xAP

oA

Tabla de datos calculados considerando solución ideal

TEMPERATURA xA Po mm Hg yA

5.3 Trazar el diagrama T vs x, y, considerada solución ideal.

6. Cotejar las curvas de equilibrio real e ideal e indique sus observaciones.

7. En el caso de que la solución experimental presente una desviación de la idealidad,

¿ésta es positiva o negativa?

24

PRACTICA No. 6 DIAGRAMA DE FASES DE LÍQUIDOS PARCIALMENTE MISCIBLES

1.- OBJETIVOS

i. Aplicar las técnicas para determinar las temperaturas críticas de disolución de un sistema binario a diferentes composiciones de la mezcla.

ii. Construir la gráfica de equilibrio Temperatura VS % peso y T VS X.

2.- INTRODUCCIÓN

En esta práctica se determinará la temperatura de transición de sistema heterogéneo a sistema homogéneo de varias soluciones a diferentes concentraciones y construir el diagrama T vs x para estudiar el comportamiento de solubilidad del sistema binario en estudio (fenol-agua). 3.- BASE TEORICA Al mezclar dos líquidos pueden observarse todas las posibilidades de la solubilidad mutua: desde insolubilidad prácticamente completa (mercurio-agua) hasta miscibilidad total como la formación de la solución homogénea (etanol-agua). La mezcla de solubilidad mutua limitada ocupa una posición intermedia (anilina-agua); en este caso la mezcla de los líquidos A y B después de su agitación se divide en dos capas: la solución saturada de A en B y la solución saturada de B en A. No obstante, en este caso también pueden existir intervalos de temperatura y composición donde A y B forman una mezcla homogénea.

La temperatura influye sobre la miscibilidad parcial de los líquidos en forma diferente. Al aumentar la temperatura, los limites de solubilidad, por regla general, se aproximan (la solución se acerca a la idealidad) y el intervalo de estratificación disminuye; es decir, el cambio de temperatura afecta las composiciones a las que la separación de las fases ocurre. En muchos casos se puede alcanzar cierta temperatura, por arriba de la cual los líquidos son miscibles en cualquier proporción y la separación de fases no se da a ninguna composición. Esta temperatura se llama temperatura crítica de consolución o temperatura de consolubilidad y dependiendo del sistema estudiado existirá temperatura crítica superior de solución o bien, temperatura crítica inferior de solución.

Algunos sistemas muestran tanto temperaturas de consolubilidad inferiores como superiores.

El diagrama temperatura-composición permite obtener una completa descripción de cualquier sistema de dos líquidos y su interpretación constituye un importante ejercicio en la aplicación de la regla de las fases.

Interpretación del diagrama de fases líquido-líquido:

L = C - F + 2

Mezcla binaria (C = 2) a temperaturas y presiones donde el vapor está ausente.

P = constante L = 2 - F + 1 L = 3 - F

25

Si los líquidos se mezclan completamente, sólo habrá una fase y L = 2, lo que indica que sólo las variables temperatura y composición pueden modificarse independientemente como se muestra en la siguiente figura:

El área bCa representa la región de inmiscibilidad y la curva de contorno representa, los límites de solubilidad (curva de saturación) del sistema. Una mezcla de composición y, se separa en dos fases de composición y1 y y2. Estas fases y1 y y2 en equilibrio una con otra se llaman soluciones conjugadas y la línea que las une se llama línea de reparto.

26

4.- ACTIVIDADES ANTERIORES

I. Desarrollar una monografía sobre el equilibrio líquido-líquido II. Verificar la existencia en el laboratorio de materiales y reactivos a utilizar en la

práctica

5. EQUIPO Y REACTIVOS

1 Vidrio de reloj

1 Tubo de ensayo de 30 x 200 mm

1 Termómetro de - 1 a 101 ºC

1 Bureta

1 Tripié

1 Tela de alambre con asbesto

1 Mechero

1 Vaso de precipitados de 250 ml

1 Vaso de precipitados de 1000 ml

1 Espátula

Fenol

Agua destilada

6 TÉCNICA:

a. Se colocan 2 g de fenol en el tubo de ensayo y se le añade 1 g de agua destilada. b. Una vez que se ha formado la mezcla fenol-agua en el tubo, se coloca el termómetro dentro del sistema y éste se sumerge en el baño maría, calentando con flama pequeña, hasta que se logra pasar de un equilibrio heterogéneo a un equilibrio homogéneo, tomando en este momento la lectura de la temperatura.

Es necesario que la mezcla se agite continuamente para poder determinar la temperatura de transición de forma adecuada

NOTA: Debe cuidarse que la temperatura del baño maría no rebase los 75 ºC, por lo que dicho calentamiento debe ser gradual.

c. Para corroborar la temperatura del inciso anterior, se retira el tubo de ensayo del baño y se deja enfriar (con agitación) hasta la turbidez de la solución, tomando la temperatura correspondiente. d. Si la diferencia entre las lecturas de temperatura en el calentamiento y en el enfriamiento es mayor de 0.5ºC repetir la experiencia. Registre sus resultados en la tabla 1. e. Repetir los pasos anteriores con cada una de las concentraciones indicadas por el profesor. Calcule la temperatura promedio y registre los valores obtenidos en la tabla1. Para un mejor resultado prepare un número mayor de mezclas si es necesario. f. Calcule la fracción mol (x) del fenol y el por ciento en masa de fenol para cada uno de los casos y registre sus resultados en la tabla 2. Trace los diagrama de temperatura contra composición (fracción mol y % en masa), marcando la curva de solubilidad y la temperatura superior de consolución identificando las diferentes fases de cada zona del diagrama.

NOTA: Precaución con el manejo de sustancias: Evitar el contacto con el fenol pues es fuertemente cáustico y produce quemaduras en la piel.

27

Tabla 1

Gramos de fenol

ml de agua

Masa de agua

Temperatura al calentar

Temperatura al enfriar

Temperatura promedio

0.5 5

1.00 4

2.00 3

2.5 2.5

3.00 2

4.00 1.00

Tabla 2

Moles de fenol

Moles de agua

Moles totales

Gramos totales

X de fenol % peso de fenol

7. ACTIVIDAD POSTERIOR

1. ¿Qué es la temperatura crítica de consolución? 2. ¿Qué son las soluciones conjugadas? 3. ¿Cuáles son, los grados de libertad para cada zona del diagrama de fases de un sistema de líquidos parcialmente miscibles y qué significado tienen? 4. ¿Cuál es la regla de la palanca para un sistema de líquidos parcialmente miscibles? 5. ¿Cómo destila una mezcla de líquidos parcialmente miscibles? 6. Utilizando la gráfica obtenida estime las concentraciones de las capas en equilibrio formadas al mezclar 5 gr de fenol con 3 de agua. 7. Realizar el reporte de la práctica y anexar en su carpeta de evidencias.

28

PRACTICA No. 7 EQUILIBRIO LÍQUIDO-LÍQUIDO

(Mezclas ternarias) 1. OJETIVOS

I. Determinar la curva de solubilidad de un sistema líquido de tres componentes:

Agua, Tolueno y Etanol (o también triclorometano, ácido acético y agua)

II. Trazar las líneas de unión del sistema ternario a una temperatura fija.

2.- INTRODUCCIÓN Se obtendrán puntos de equilibrio a partir de mezclas de los compuestos menos solubles del sistema ternario: Agua y Tolueno. Se tomará una muestra de 20 ml de agua a la cual se le irán añadiendo volúmenes controlados de Tolueno. Debido a que estos compuestos no son solubles entre sí, se formarán dos fases, que al final se titulará con etanol hasta que quede una sola fase. De igual manera se repetirá el procedimiento para una muestra de 20 ml de Tolueno a la cual se le añadirán volúmenes controlados de agua y se titulará con etanol. Cada punto en que las mezclas estén en equilibrio (1 sola fase) se le calculará su composición molar y se le relacionara con el índice de refracción, el cual se medirá con la ayuda de un refractómetro después de cada titulación. Con el índice de refracción se construirán curvas de calibración para cada tipo de mezclas que relacione el IR con la composición del etanol. De esta forma al medir los índices de refracción del extracto y refinado de cualquier mezcla será posible determinar su composición de etanol presente por medio de regresión. Con lo que se obtendrán puntos que permitirán la construcción de las líneas de reparto. 3.- MARCO TEÓRICO El sistema de tres componentes (A, B, C) que se va a estudiar es del tipo I, es decir, dos componentes (A y B) son prácticamente inmiscibles, mientras que el otro componente, C, es miscible en todas proporciones con A y con B. Si representamos los datos de equilibrio líquido-líquido a temperatura constante, para un sistema de este tipo, en un diagrama triangular, obtenemos una gráfica similar a la que se representa en la siguiente figura1.

Fig. 1

29

Una mezcla de A y B estará formada por dos fases, una esencialmente de A puro y la otra esencialmente de B puro. Las cantidades relativas de las dos fases dependen de las cantidades de Tolueno y de Agua iniciales. Si se añade a esta mezcla una pequeña cantidad de C, éste se distribuye entre las dos fases, además se encuentra que se ha disuelto algo de A en la fase rica en B y algo de B en la fase rica en A. Las composiciones de las dos fases resultantes en equilibrio, establecidas por procedimientos analíticos adecuados, se hallan en puntos semejantes a los señalados como a y b de la figura 1. La línea que une estos dos puntos se llama línea de reparto. Esta línea no es necesariamente paralela a la base. Si se añade más del componente C, las dos fases líquidas cambian de composición (puntos c y d). La línea que une estos dos puntos es otra recta de reparto (no es paralela a la anterior). A medida que se añade C, las composiciones de las dos fases líquidas se hacen más semejantes. Sin embargo, la característica más significativa del proceso es que la cantidad de una de las fases se hace cada vez mayor, y la otra cada vez menor, hasta que una de ellas desaparece. Las composiciones, en porcentajes, se hallan sobre una curva, llamada "curva de solubilidad o binodal", como se muestra en la figura 1. Una mezcla cualquiera dentro del área bajo la curva se va a separar en dos fases líquidas, y cualquier mezcla del área exterior formará una sola fase líquida. La posición de la curva cambia con la temperatura. A medida que el porcentaje de C se hace mayor, las composiciones de las dos fases se aproximan y las líneas de reparto se hacen más pequeñas. Las composiciones de las dos fases se hacen iguales en un punto denominado punto de doblez o punto crítico. En la figura 1 se han trazado algunas líneas de reparto para el sistema ABC. En esta práctica se determinará el equilibrio físico líquido-líquido del sistema ternario tolueno-agua-etanol. El agua (A) y el Tolueno (B) son prácticamente inmiscibles, mientras que el Etanol (C) es totalmente miscible con ambos. Miscibilidad parcial en sistemas de tres componentes Sean los componentes líquidos A, B y C tales que a una temperatura dada A y B, y A y C son completamente miscibles, pero B y C son sólo parcialmente miscibles (caso a estudiar de forma práctica). Si se mezclan los líquidos B y C en ausencia de A, el sistema obtenido se separará en dos fases conjugadas cuyas composiciones serán las dadas por los puntos b y c como se muestra en la Figura 2.

Figura 2. Miscibilidad parcial en sistemas de tres componentes

c’

x

30

Si se agrega algo de A al sistema, como es completamente miscible con B y con C, se distribuirá en las dos capas que formarán ahora soluciones ternarias conjugadas. Las composiciones de estas soluciones estarán dadas por los puntos b’ y c’ de la Figura 2, los cuales pueden conectarse por una línea de unión. Un sistema cuya composición global corresponda al punto x, consistirá en dos capas separadas cuyas composiciones estarán dadas por los extremos de la línea de unión que pasa por x, es decir, se afirmar que:

La inclinación de las líneas de unión se debe a que el componente A es más soluble en la capa rica en C que en la capa rica en B. En el punto P las disoluciones conjugadas tienen la misma composición; este punto se denomina punto de pliegue. Cualquier punto fuera de la curva representa una capa líquida única. 4. MATERIALES Y REACTIVOS

5. PROCEDIMIENTO Parte 1. Determinación de la curva de Solubilidad.

Fase Rica en Agua 1.- Preparar en un matraz Erlenmeyer una solución que contenga 20 ml de Agua y 0.3 ml de Tolueno. 2.- Agitar intensamente y observar la turbidez. 3.- Titular con etanol hasta que desaparezca la turbidez, agitando constantemente después de cada gota. 4.- Anotar volumen agregado de Etanol. 5.- Extraer una gota de la mezcla y obtener el IR con ayuda del Refractómetro. 6- Repetir los pasos 1 a 5 con 20 ml de agua pero con 0.5 ml ,1 ml . 2ml , 3.5 ml , 5.5 , ml, 8.5ml, 12.5 ml y 17.5 ml de Tolueno respectivamente.

Material Reactivos

1 Refractómetro

Agua 2 Picnómetros 2 Matraz Erlenmeyer 150 ml

Tolueno 2 Vasos de Precipitado 150 ml

Goteros Etanol

3 Soporte Universal 1 Anillo Metálico 2 Pinzas para Bureta 2 Agitador Magnético 2 Buretas 50 ml 1 Embudo de separación 1 Pipeta Volumétrica de 5 ml 1 Pipeta Volumétrica de 10 ml 1 Pipeta Volumétrica de 50 ml

31

Fase Rica en Tolueno 1.- Preparar en un matraz Erlenmeyer una solución que contenga 20 ml de Tolueno y 0.3 ml de Agua. 2.- Agitar intensamente y observar la turbidez. 3.- Titular con etanol hasta que desaparezca la turbidez, agitando constantemente después de cada gota. 4.- Anotar volumen agregado de Etanol. 5.- Extraer una gota de la mezcla y obtener el IR con ayuda del Refractómetro. 6- Repetir los pasos 1 a 5 con 20 ml de tolueno pero con 0.5 ml, 1 ml. 2ml, 3.5 ml, 5.5 ml, 8.5ml, 12.5 ml y 17.5 ml de agua respectivamente. Parte 2. Construcción de líneas de Reparto: 1.- Preparar 3 mezclas. Mezcla 1 Composición molar: 30% Agua, 40 % Tolueno, 30 % Etanol Mezcla 2 Composición molar: 40% Tolueno ,35% Agua ,25% Etanol Mezcla 3 Composición molar: 40% Agua, 40 % Tolueno, 20 % Etanol 2.- Colocar cada mezcla en un embudo de separación y dejar reposar hasta que las mezclas se separe completamente en dos fases: (extracto y refinado). 3.- Obtener una muestra de cada fase y obtener IR. Datos Experimentales: Tabla # 1 Mezclas ricas en agua: T=

Mezcla #

ml Agua ml Tolueno ml Etanol IR

1 20 0.3

2 20 0.5

3 20 1

4 20 2

5 20 3.5

6 20 5.5

7 20 8.5

8 20 12.5

9 20 17.5

32

Tabla # 2 Mezclas ricas en Tolueno:

Mezcla #

ml Agua ml Tolueno ml Etanol IR

10 0.3 20

11 0.5 20

12 1 20

13 2 20

14 3.5 20

15 5.5 20

16 8.5 20

17 12.5 20

18 17.5 20

Tabla # 3 Índice de Refracción para las tres mezclas:

Índice de Refracción Mezcla

# Composición Molar

De la mezcla Fase Rica en Tolueno Fase Rica en Agua

1

30% Tolueno 40% Agua 30% Etanol

2

40% Tolueno 35% Agua 25% Etanol

3

40% Tolueno 40% Agua 20% Etanol

6. ACTIVIDADES POSTERIORES

I. Cálculo de las composiciones de las mezclas ricas en agua

Composiciones de las mezclas ricas en Agua:

Mezcla #

Moles Agua

Moles Tolueno

Moles Etanol

Moles Totales

X Agua X Tolueno X Etanol

1

2

3

4

5

6

7

8

9

33

II. Cálculo de las composiciones ricas en tolueno

Composiciones de las mezclas ricas en Tolueno:

Mezcla #

Moles Agua

Moles Tolueno

Moles Etanol

Moles Totales

X Agua X Tolueno X Etanol

1

2

3

4

5

6

7

8

9

Propiedades de las Sustancias Puras.

Agua Tolueno Etanol

Densidad

PM 18.015 92.14 46.07

III. Construcción de la curva de calibración.

A continuación se construyen graficas de IR contra facción mol, para poder determinar las concentraciones de Etanol presente en el extracto y en el refinado de las mezclas, con información de la Tabla #1 y de la Tabla # 2. Mezclas ricas en Agua

Mezclas ricas en Tolueno

34

IV. Con los datos de la tabla # 3 y las ecuaciones de correlación de las curvas

patrón se obtiene la composición molar de Etanol presente en cada fase de las

mezclas.

Composición Molar de Etanol presente en las fases de las Mezclas

Construcción del diagrama triangular Graficando en coordenadas Triangulares las composiciones de las mezclas ricas en agua y de las ricas en Tolueno, para obtener la curva de solubilidad del Sistema Ternario Agua – Etanol – Tolueno a 27 ºC, similar a la figura1. Trazando en la grafica anterior, las mezclas 1,2 y 3 y uniendo la intersección de la composición molar de sus respectivos extractos y refinados con la curva de solubilidad para obtener las líneas de reparto. Discusión de Resultados

35

PRACTICA No. 8 PROPIEDADES COLIGATIVAS (Ebulloscopía) 1.- OBJETIVO Determinar la masa molar de un soluto desconocido y la constante ebulloscópica de un solvente. Conocimientos necesarios. Propiedades coligativas; efecto sobre la temperatura de ebullición del solvente por la presencia de solutos sólidos. Determinación experimental del punto de ebullición de líquidos por medio de la técnica del capilar. 2.- INTRODUCCIÓN: En este experimento se medirá la temperatura de ebullición de una solución del soluto no volátil y la del solvente puro por medio de la técnica del capilar y con estos datos se calculará la masa molar del soluto y la constante ebulloscópica del solvente utilizado. 3.- MARCO TEORICO Las soluciones que contienen solutos no volátiles hierven a temperaturas más elevadas que las del solvente puro. La diferencia entre los puntos de ebullición de la solución y del solvente para una presión constante establecida, se le conoce como elevación del punto de ebullición que depende de la naturaleza del solvente y la concentración del soluto, pero es independiente por lo menos en soluciones diluidas, de la naturaleza del soluto en tanto que éste no se ionice. Este aumento es fácil de comprender en función de la disminución de la presión de vapor y es una consecuencia directa de ella. Como la presión de vapor de una solución es, para todas las temperaturas, menor que la del solvente la curva de presión de vapor-temperatura de la solución debe quedar debajo que la del solvente puro. A fin de alcanzar el punto de ebullición correspondiente a cierta presión externa que se ejerce sobre la solución, P

O, debe calentarse a

temperaturas a las cuales las presiones de vapor respectivas igualan la de confinamiento. El solvente puede alcanzar la presión P

o a la temperatura To, pero la solución debe elevarse a T

mayor que To antes de que se alcance la misma presión. En consecuencia para la misma presión externa, la solución debe hervir a una temperatura más elevada que la del solvente

puro, y el ascenso del punto de ebullición de la solución, bT , esta dado por b oT T T .

Estas condiciones son completamente generales y se aplican a cualquier solución de soluto no volátil. Al aplicar las ecuaciones de Clausius-Clapeyron y la ley de Raoult es posible deducir una relación entre el acenso del punto de ebullición de la solución y su concentración.

0 0

1 1ln

p

p R T T

Siguiendo el desarrollo de la ecuación, ésta se reduce a: b bT k m

Con la definición de molalidad se calcula la masa molar del soluto.

moles de solutom

kGs de solvente

36

De acuerdo con la ecuación b bT k m el ascenso del punto de ebullición de una solución

diluida es directamente proporcional a la molalidad de la solución. La constante de proporcionalidad kb se denomina constante molal de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica y significa el incremento del punto de ebullición de una solución 1 molal de un soluto en un solvente cuando son aplicadas las leyes de las soluciones diluidas a dichas concentraciones.

La validez de la ecuación b bT k m se comprueba de varias formas. En primer lugar la

ecuación exige que para un solvente dado, el ascenso del punto de ebullición sea proporcional a la molalidad independientemente de su naturaleza, y además que la constante de proporcionalidad resulta independiente también de la naturaleza o concentración del soluto. En ambos casos dicha ecuación se muestra de acuerdo con los resultados experimentales de las soluciones diluidas. Aun es posible realizar una prueba más crítica al comparar los valores observados de kb con los predichos por la ecuación:

2

1

b

RTk

n

Si ésta es válida, debe ser factible calcular la constante de ascenso del punto de ebullición por mol por un conocimiento del punto de ebullición normal y del calor de vaporización del solvente.

Si conocemos la constante ebulloscópica de un solvente es suficiente determinar el aumento del punto de ebullición de una solución por un soluto desconocido en cierta cantidad dada, para poder hallar el peso molecular de dicho soluto. Cuando por el contrario se desconoce la constante se hace una determinación independiente de ΔTb con un soluto de peso molecular conocido. Tabla de constantes de ascenso del punto de ebullición molal

SOLVENTE PUNTO DE EBULLICIÓN ( ° C ) K b (obs)

ACETONA 56.5 1.72

TETRACLORURO DE CARBONO

76.8 5.0

BENCENO 80.1 2.57

CLOROFORMO 61.2 3.88

ALCOHOL ETILICO 78.4 1.20

ETER ETILICO 34.6 2.11

ALCOHOL METILICO 64.7 0.80

AGUA 100.0 0.52

4.- MATERIALES Y EQUIPOS.

Artículo Cantidad

Capilares 2

Gradilla 1

Ligas de hule 2

Manguera de hule 1

Mechero de Bunsen 1

Nuez con soporte 1

Pinzas de tres dedos 1

Pipeta serológica de 5 ml 1

Pipeta serológica de 10 ml 1

37

Probeta graduada de 25 ml 1

Soporte universal 1

Termómetro -10 a 200 °C 1

Tubos de ensaye de 15 ml 5

Vasos de precipitado de 50 ml 3

5.- PROCEDIMIENTO

1. Revise que las llaves de gas estén cerradas. 2. Revise que los extractores de aire estén encendidos. 3. Arme el soporte universal. 4. Coloque la nuez en el soporte. 5. Coloque las pinzas de tres dedos en la nuez del soporte. 6. Colóquese anteojos de policarbonato o monogógles sin ventilación. 7. Tome cada tubo capilar por el extremo incoloro (si no están cerrados) y cierre cada uno a la flama por el extremo coloreado. 8. Colóquese los guantes de nitrilo y lave el material con agua corriente y detergente. 9. Enjuague el material con agua destilada. 10. Seque el material con franela o con papel absorbente. 11. Seque los guantes de neopreno con franela o con papel absorbente. 12. Colóquese el respirador. 13. Encienda la campana de extracción y prepare las soluciones. Se pueden preparar, ya sea pesando el soluto y el solvente o midiendo el volumen de cada uno, calculado por medio de la densidad (kg/l). El experimento de determinación de temperatura de ebullición se realiza, por duplicado, con un solvente orgánico. Con el solvente seleccionado se preparan 50 ml de solución con el soluto seleccionado.

Punto de ebullición.

14. Tome un tubo de ensayo y fíjelo con las pinzas de tres dedos. 15. Incline a unos 70° respecto al horizonte el tubo de ensayo. 16. Tome 10 ml del solvente puro en un vaso de 50 ml. 17. Vierta 5 ml del solvente puro en el tubo de ensayo fijo. 18. Ligue un tubo capilar boca abajo al bulbo del termómetro e introduzca el bulbo del termómetro en el solvente del tubo inclinado. 19. Caliente a flama baja hasta ver una corriente de burbujas del capilar. 20. Suspenda el calentamiento y anote la temperatura y la presión atmosférica. 21. Permita que la temperatura baje 10 °C. 22. Caliente a una velocidad de 1 a 2 °C/min, hasta ver una nueva corriente. 23. Suspenda el calentamiento. 24. Anote la temperatura a la que una burbuja queda en la boca del capilar. 25. Anote la presión atmosférica. 26. Desmonte el termómetro del tubo inclinado. 27. Repita el proceso para la otra solución. 28. Deseche los residuos orgánicos.

Forma de desechar.

Queme los residuos orgánicos en un incinerador con filtro y trampa.

7. ACTIVIDADES POSTERIORES

Registro de resultados.

38

Se debe anotar la temperatura de ebullición del solvente puro y de cada una de las soluciones.

Con los datos obtenidos se calculan las diferencias de temperatura y con el valor de la constante ebulloscópica (Kb) del solvente se calcula la molalidad y con ésta y la masa del soluto utilizado se calcula su peso molecular.

Investigue el punto de ebullición normal y el calor de vaporización del solvente utilizado y verifique su constante ebulloscópica.

Discusión.

Es recomendable que se revise la relación que tiene la tensión de vapor con las transiciones de fase líquida a vapor. Con base en esta relación se explican los cambios de líquido a gas.

Busque en la literatura correspondiente la masa molar de las substancias que puedan ser similares o iguales al soluto estudiado.

Con la ayuda de la información disponible en la literatura se debe indicar el porcentaje de error. El porcentaje de error se calcula comúnmente en trabajos experimentales, mediante la siguiente relación:

exp% 100

valor teorico valor erimentalE x

valorteorico

Con estos datos y con la ayuda de la información bibliográfica, se procede a realizar la corrección del punto de ebullición a las condiciones particulares de altura sobre el nivel del mar (p.ej., la Ciudad de México está a 2250 m snm ó 585 mm de Hg); no se debe olvidar que los valores reportados en la literatura corresponden a condiciones estándar ó 760 mm de Hg.

Con los datos obtenidos de esta manera, se procede a identificar las substancias problema.

Se debe tomar en cuenta la existencia de mezclas y la forma en que los solutos influyen en la temperatura de ebullición del solvente, por ejemplo, en el caso de que se trate de una mezcla azeótropa.

39

PRÁCTICA No. 9 PROPIEDADES COLIGATIVAS (Crioscopía)

1.- OBJETIVO Determinación de la atomicidad del azufre por crioscopía en naftaleno. 2.- INTRODUCCION En este trabajo se determina la atomicidad del azufre por el método crioscópico, utilizando al naftaleno fundido como solvente. Se obtendrá experimentalmente la curva de enfriamiento del naftaleno, fundido previamente por calentamiento en baño de agua. Posteriormente se disolverá azufre en el naftaleno fundido en concentración conocida y se obtendrá experimentalmente la curva de enfriamiento de la solución resultante. Por diferencia de altura entre las mesetas de ambas curvas se determinará el descenso crioscópico. Con los datos obtenidos se determinará la masa molar del azufre, la cual dividida por su masa atómica permitirá calcular la atomicidad de la molécula de azufre en solución. 3.- MARCO TEORICO La curva de enfriamiento de una sustancia pura, se obtiene experimentalmente partiendo de la misma en estado líquido, enfriando lentamente sin agitación y graficando los datos de temperatura contra el tiempo. Dicha gráfica permitirá determinar fácilmente la temperatura de solidificación (fusión) de la sustancia, ya que ésta se mantiene constante durante el lapso de tiempo en el que coexisten en equilibrio la fase líquida y sólida, a una determinada presión. Así pues, la temperatura se mantiene constante durante el cambio de estado físico de la sustancia que se manifiesta como una meseta en la curva, la cual vuelve a ser descendente cuando el sistema se hace nuevamente monofásico. Si se repite la experiencia pero partiendo de una solución formada por un soluto fijo (no volátil) disuelto en la misma sustancia, la meseta de la curva de enfriamiento correspondiente marcará una clara disminución de la temperatura de solidificación respecto al caso anterior. Se denomina descenso crioscópico, a la disminución que experimenta la temperatura de solidificación de una solución respecto a la del solvente puro, medidas a la misma presión. Se trata de una de las propiedades coligativas de las soluciones estudiadas por F. Raoult y J.Van´ t Hoff en 1883. Precisamente, una de las leyes de Raoult establece que el descenso crioscópico es proporcional a la concentración de la solución, expresada en moles de soluto por kilogramo de solvente (molalidad). En términos matemáticos:

C CT K m (1)

En la ecuación (1), Tc representa el descenso crioscópico; m la concentración molal de la solución y por último, Kc es la constante crioscópica característica del solvente, que no es otra cosa que el descenso crioscópico medido para el caso de m = 1 (descenso crioscópico molal). A partir de la ecuación anterior, puede calcularse la masa molar del soluto como sigue:

40

1000

c

c

masa de soluto KMasa molar

masa de solvente T

(2)

En la ecuación (2), las masas del soluto y del solvente están expresadas en gramos. Finalmente, si denominamos atomicidad al número de átomos de un elemento que se unen entre sí para formar una molécula del mismo, tendremos:

masa molar del elementoAtomicidad

Peso Molecular

(3)

La atomicidad tal como se indicó, es un número sin dimensiones ya que numerador y denominador de la ecuación (3) se expresan en gramos. 4.- DESARROLLO EXPERIMENTAL Reactivos y materiales:

Material Reactivos

Tubo de ensayos de 12 cm. de largo y 3 cm. de diámetro aprox.

Azufre

Tapón de goma di horadado Naftaleno

Agitador de alambre Agua destilada

Vaso de precipitados de 500 ml

Mechero Bunsen

Soporte Universal

Anillo Metálico

Tela de asbesto

Termómetro

Pinza para matraces

Procedimiento 1. Armar el aparato necesario para la experiencia, y considerar que la escala del termómetro comprendida en el rango de 70-100°C, quede ¡perfectamente visible! (Ver figura)

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2. Pesar aproximadamente 5 g de naftaleno con una aproximación 0,1 g. Verter con sumo cuidado la masa de naftaleno en el tubo. 3. Colocar el tubo en un baño de agua caliente hasta que el naftaleno funda totalmente (controlar que el nivel de agua quede por encima del nivel del naftaleno contenido en el interior del tubo) . 4. Luego de observar la fusión, retirar el tubo del baño y dejar que el naftaleno se enfríe gradualmente, mientras se agita continuamente. 5. Leer la temperatura cada 15 segundos, comenzando alrededor de los 85°C. 6. Observar el inicio de la cristalización y medir la temperatura a los intervalos preestablecidos, hasta que el naftaleno solidifique. 7. Colocar nuevamente el mechero bajo el vaso de precipitados y ajustar la llama de manera tal que conserve la temperatura del baño María caliente. 8. Pesar aproximadamente 0,5 g de azufre finamente pulverizado (la presencia de partículas grandes dificulta la disolución posterior del azufre). 9. Cuando el naftaleno este completamente fundido, quitar con precaución el conjunto tapón - termómetro - agitador, y cuidadosamente verter todo el azufre en el naftaleno fundido. 10. Colocar nuevamente el conjunto tapón – termómetro - agitador y agitar vigorosamente hasta que el azufre se haya disuelto. Esta operación se realiza rápida y fácilmente si el azufre usado está finamente pulverizado, de lo contrario, puede resultar dificultosa. 11. Una vez lograda la disolución del azufre por completo, retirar el tubo del baño. Con agitación continua medir la temperatura, a partir de 83°C, a intervalos de 15 segundos hasta que aparezcan los primeros cristales de naftaleno y que la solución quede totalmente solidificada.

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Registro de datos y actividades posteriores A) Los datos correspondientes al proceso de enfriamiento del naftaleno puro, se anotan en la tabla siguiente. B) Datos correspondientes al caso de la solución de azufre en naftaleno líquido: Masa de naftaleno puro usado como solvente = Masa de azufre puro usado como soluto = Valores de tiempo y temperatura correspondientes al proceso de enfriamiento de la solución resultante:

Tiempo (t en min.) Temperatura (T en °C)

1

3

5

7

9

11

13

15

17

19

C: Trazar las curvas T vs t y obtener el descenso crioscópico D: Con todos los datos obtenidos experimentalmente y sabiendo que la constante crioscópica del naftaleno (dato de tablas) es Kc = 7 °C / m, se calcula la masa molar del azufre aplicando la ecuación (2). E: Finalmente aplicando la ecuación (3) calcular la atomicidad de la molécula de azufre que por definición es un número entero.

Tiempo (min.) Temperatura (°C)

1

3

5

7

9

11

13

15

17

19

21

23

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PRACTICA No.10 EQUILIBRIO SOLIDO-LIQUIDO 1.- OBJETIVO Construir el diagrama temperatura vs composición para un sistema binario (sólido-líquido). Utilizar el diagrama para estudiar la aplicación de la regla de las fases a sistemas condensados binarios. 2.- CONOCIMIENTOS PREVIOS

Soluciones binarias ideales y reales

Interacciones moleculares en soluciones y sólidos

Ecuación de Clapeyron

Mezcla eutéctica simple y con formación de compuesto

Regla de las fases y grado de libertad.

Curvas de enfriamiento para un compuesto y una mezcla

3.- INTRODUCCIÓN En esta práctica se estudiará el equilibrio sólido-líquido de un sistema binario (difenilo-naftaleno) que son completamente miscibles en estado líquido e inmiscibles en estado sólido y no forman compuesto. Se construirán las gráficas Temperatura vs tiempo para determinar el punto de congelación de la mezcla y el del solvente y la construcción de la gráfica Temperatura composición para determinar el punto eutéctico. 4.- BASE TEÓRICA Por las propiedades Coligativas de las soluciones estudiadas en prácticas anteriores, se sabe que si se enfría una solución líquida de dos componentes A y B, se forma una fase sólida a una temperatura suficientemente baja. Esta temperatura es la temperatura de congelación de la solución y depende de la composición de la solución. En el análisis de la disminución de la temperatura de congelación se obtiene la siguiente ecuación en el caso de que el sólido A está en equilibrio con una solución líquida ideal

Donde: T es la temperatura de congelación de la solución, XA es la fracción molar de A. T0,A es la temperatura de fusión de A puro. La ecuación anterior es válida también para el componente B. El diagrama siguiente representa las curvas de equilibrio T vs X de los dos componentes A y B.

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En el diagrama pueden distinguirse los estados de la mezcla en varias zonas y el punto eutéctico E de composición XE. La regla de las fases de Gibbs establece que Donde V es el número de variables físicas independientes, llamadas grados de libertad de un sistema de C componentes y f fases cuando la temperatura y la composición son las únicas variables de la concentración. Para estudiar la relaciones de punto de fusión de un sistema binario, se considera que la presión es constante, 1 atmósfera, y que el sistema está condensado, es decir, que no existe la fase vapor. Para un sistema de dos componentes de este tipo, la regla de las fases se reduce a Por lo tanto, cuando coexisten tres fases, la temperatura ha de ser constante, y si coexisten dos fases habrá un grado de libertad. Se puede tomar como tal la temperatura o la composición. El procedimiento que se utiliza para establecer los diagramas de fases se llama análisis térmico. Este consiste en obtener las curvas de enfriamiento de cierto número de mezclas de los dos componentes. Los datos para dichas curvas se obtienen dejando enfriar lentamente una mezcla fundida de composición conocida y registrando la temperatura a intervalos regulares. En la figura 2 se muestra una curva de este tipo para una sustancia pura. En ella puede observarse que antes del punto de congelación la mezcla se sobre-enfría y luego sube la temperatura hasta el punto de congelación.

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Figura 2 La curva de enfriamiento de una mezcla de dos componentes se muestra en la figura 3.

Figura 3 La parte de la curva entre a-b corresponde al enfriamiento de la fase líquida, en ella solo existe una fase y la pendiente la determina el calor específico del fundido y la diferencia de temperatura entre la masa líquida y su alrededor. Cuando comienza la cristalización del sólido aparece un cambio en la pendiente (punto b). La presencia del sólido hace más lento el proceso de enfriamiento. Esto se observa en el cambio de la pendiente de la línea b-c. A medida que continúa la cristalización, la masa líquida se hace más rica en el otro componente ocasionando un descenso continuo de la temperatura. A lo largo de esta zona existen dos fases: sólido-líquido y un grado de libertad, bien sea la composición o la temperatura. Mientras coexistan las dos fases, la temperatura varía y el enfriamiento continúa hasta llegar al punto c que corresponde a la temperatura en que aparece el segundo sólido. Ahora se tienen tres fases, sin ningún grado de libertad, y por tanto, la temperatura de la mezcla es constante como se puede ver en la gráfica (tramo c-d). A esta temperatura los dos sólidos cristalizan a la vez a una razón igual a sus concentraciones molares en el líquido. Cuando el sistema se ha solidificado por completo, se vuelve a un sistema de dos fases y la temperatura desciende nuevamente.

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La temperatura a la que coexisten dos sólidos en presencia del líquido se llama temperatura eutéctica y su composición se mantiene constante en ambas fases. La curva de enfriamiento que se obtiene para una mezcla con la composición eutéctica, tiene las mismas características que la de un compuesto puro. Con frecuencia en estos ensayos se observa un sobreenfríamiento antes de la aparición de una fase sólida y también antes de la parición de la temperatura eutéctica. Para prevenir un sobreenfríamiento excesivo se puede añadir de vez en cuando al líquido pequeños cristales de la fase sólida. 4.- PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material y reactivos Dispositivo de enfriamiento (fig.4)

Termómetro de 0-100 0C (± 0.5

0)

9 tubos de ensayo

Cronómetros

Recipientes para hielo y para baño de agua hirviendo

Difenilo y Naftaleno

4.2 Procedimiento Pesar, en la balanza analítica, varias muestras con las siguientes composiciones en gramos:

Muestra No. 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Difenilo 0 1.25 2.00 2.50 3.00 3.35 3.75 4.40 5.00

Naftaleno 5.0 3.75 3.00 2.50 2.00 1.65 1.25 0.60 0

Colocar cada una de las muestras en su respectivo tubo de ensayo y enumerarlas. Calentarlas en un baño de agua hirviendo hasta fundirlas completamente y llevarlas a una temperatura de alrededor de 80

0C. Con un agitador mezclar muy bien el fundido, para asegurar su

uniformidad. A cada tubo se le pone un termómetro y se traslada al equipo preparado en un recipiente con hielo. Este equipo se muestra en la figura 4.

Fig. 4

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Se toman lecturas de temperatura contra tiempo hasta llegar a 30 0C. Se toman entre 30 a 50

lecturas a intervalos de 30 segundos. 5.- ACTIVIDADES POSTERIORES

Trazar las curvas de enfriamiento (temperatura contra tiempo) de las distintas muestras.

Obtener en cada una de ellas las temperaturas que corresponde a los puntos de fusión de

los compuestos puros, la aparición de sólidos y la muestra eutéctica.

Hacer el diagrama de temperatura vs porcentaje en peso. Indicar en las áreas, las líneas

de equilibrio y los puntos de intersección.

Explicar la varianza del sistema en cada sección del diagrama y en un punto de interés.

6.- CUESTIONARIO 1.- Señale algunas aplicaciones en la industria metalúrgica de los diagramas de fases líquido-sólido . 2.- Señale la importancia de conocer el diagrama de fase líquido –sólido 3.- ¿Por qué la temperatura eutéctica es menor que la temperatura de fusión de los compuestos puros? 4.- ¿Por qué se presenta líquido sobreenfríado durante el proceso de enfriamiento? 5.- ¿Todas las mezclas líquidas presentan punto eutéctico? ¿Por qué? 6.- Explique si los cambios de presión afecta al diagrama de fases líquido-sólido 7.- Señale las diferencias entre el diagrama de fases de una muestra eutéctica simple y una con formación de compuesto. 8.- Señale las diferencias entre una curva de enfriamiento de un compuesto puro, una mezcla cualquiera y una mezcla eutéctica.

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REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

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URQUIZA, LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA.

LEVINE, FÍSICO QUÍMICA

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QUÍMICA

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