TABLA DE CONTENIDO

1.RESUMEN.............................................................................................3

2.INTRODUCCIÓN...................................................................................4

3.PRINCIPIOS TEÓRICOS......................................................................5

4.DETALLES EXPERIMENTALES..........................................................11

5.TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS.......................................14

6.EJEMPLOS DE CÁLCULOS................................................................15

7.ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS......................................21

8.CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES........................................22

9.APÉNDICE...........................................................................................22

10.BIBLIOGRAFÍA..................................................................................23

11.HOJA DE DATOS...............................................................................24

RESUMEN

En esta práctica se busca determinar la presión de vapor de los líquidos

puros mediante el método estático, usando temperaturas cercanas al punto

de ebullición del agua (a partir de ese punto observamos la variación de la

presión de vapor con la caída de temperatura) y con estos resultados calcular

el calor molar de vaporización del agua.

Las condiciones de laboratorio en las que se trabajó:

Presión (756 mmHg); temperatura (21Cº); % de humedad (96%).

Como principal resultado se obtuvo el valor experimental del calor molar de

vaporización del agua ∆ H = 8,318 kcal, y lo comparamos con el teórico de

las graficas realizadas y anexadas en este informe.

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INTRODUCCIÓN

Para poder entender muchos fenómenos que suceden en la vida diaria hay que conocer lo que es la Presión de Vapor. Para simplificar e ilustrar utilicemos el esquema que sigue:

En el dibujo se representa un recipiente cerrado, lleno parcialmente de un líquido (azul). Este líquido como toda sustancia está constituido por moléculas (bolitas negras), que están en constante movimiento al azar en todas direcciones. Este movimiento errático, hace que se produzcan choques entre ellas, de estos choques las moléculas intercambian energía, tal y como hacen las bolas de billar al chocar; algunas aceleran, mientras otras se frenan.En este constante choque e intercambio de energía, algunas moléculas pueden alcanzar tal velocidad, que si están cerca de la superficie pueden saltar del líquido (bolitas rojas) al espacio cerrado exterior como gases.

A este proceso de conversión lenta de los líquidos a gases se les llama evaporación.A medida que mas y mas moléculas pasan al estado de vapor, la presión dentro del espacio cerrado sobre el líquido aumenta, este aumento no es indefinido, y hay un valor de presión para el cual por cada molécula que logra escapar del líquido necesariamente regresa una de las gaseosas a él, por lo que se establece un equilibrio y la presión no sigue subiendo. Esta presión se conoce como Presión de Vapor Saturado.

La presión de vapor saturado depende de dos factores:

1. La naturaleza del líquido 2. La temperatura

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Las entalpias iónicas en el agua están todas basadas sobre la asignación por convención del valor cero a la entalpia del ion hidratado de hidrogeno o sea H + (aq). Por esto es que Cl (aq) tiene la misma entalpia molar asignada a HCl en α moles de H2O o sea a dilución infinitamente grande

PRINCIPIOS TEORICOS

El principio de LE CHATELIER da el efecto cualitativo de la temperatura sobre el equilibrio, químico, pero por medio de la termodinámica se puede deducir una relación exacta que es conocida como la ecuación de VANT HOFF.La ecuación de van’t Hoff es de la misma forma que la ecuación de CLAPEYRON-CLAUSIUS. Cuando un líquido o un sólido están en contacto con su vapor, la presión del último es equivalente a la constante de equilibrio de los procesos de vaporización o de sublimación. En cualquiera de estos sistemas la presión de vapor es una función única de la temperatura, como lo es la constante de equilibrio. En los equilibrios liquido-vapor y solido-vapor la ecuación de clapeyron describe el cambio de la presión de equilibrio con la temperatura de tales sistemas. Para reacciones gaseosas homogéneas o heterogéneas, sustituyendo en la ecuación de Clapeyron la presión de vapor p por la constante de equilibrio de presiones parciales Kp, se tiene la conocida ecuación de VANT HOFF que nos da la variación de Kp con la temperatura termodinámica:

Donde ∆H es la entalpia de reacción o calor de reacción a presión constante. Esta ecuación significa que si se representa lnKp en función de T, la pendiente de la curva a cualquier temperatura es igual a ∆H/RT2, ya que el primer término es la derivada. Una fase es un aparte homogénea de un sistema que se encuentra en contacto con otras partes del mismo sistema, pero separada de ellas por una frontera bien definida. Ejemplo de equilibrio de fases son los procesos físicos como la congelación y la ebullición. Considere un sistema de un componente, con dos fases (solido y líquido), que a cierta temperatura y presión se encuentra en equilibrio. ¿Cómo formulamos eta condición? Podríamos vernos tentados a igualas energías de Gibbs de la siguiente manera:G solido = G liquido

Pero esta formulación no podría sostenerse, porque es posible que exista un pequeño cubo de hielo flotando en un océano de agua a 00C, y aun así la energía de Gibbs del agua obviamente seria mucho mayor que la del cubo de hielo. En su lugar, debemos insistir en que la energía por mol de Gibbs de la sustancia, una propiedad intensiva, es igual en ambas fases en equilibrio, ya que las cantidades intensivas son independientes de las cantidades presentes. Si se modificaran las condiciones externas (temperatura o presión) de manera que la energía molar de Gibbs del solido sea mayor que la energía molar de Gibbs del liquido, entonces parte del solido se fundiría, porque

∆G=Gl=Gs<0Por otro lado, si la energía molar de Gibbs del sólido, fuera menor que la energía molar de Gibbs del líquido, entonces parte del líquido se congelaría de manera espontanea.Ahora derivaremos algunas ecuaciones generales útiles para entender desde una perspectiva cuantitativa el equilibrio de fases. Considere una sustancia que existe en dos fases, a y b. La condición de equilibrio a temperatura y presión constante es aquella que:Ga =GbLa ecuación de Clapeyron se puede expresar en una forma aproximada conveniente para el equilibrio n la vaporización y en la sublimación. En estos casos, el volumen molar del vapor es mucho mayor que el de la fase condensada, por lo que podemos escribir

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∆vapVm = RTP

∫P1

P2

d lnP=ln P2P1

=∆ vap HR ∫

T 1

T 2 dTT 2 =−∆vap H

R ( 1T 22 −

1T 12 )

ln P2P1= ∆vap HR (T 2−T 1 )

T 1T 2

Aplicación:

Esta ecuación puede ser usada para predecir dónde se va a dar una transición de fase. Por ejemplo, la relación de Clausius-Clapeyron se usa frecuentemente para explicar el patinaje sobre hielo: el patinador (de unos 70 kg), con la presión de sus cuchillas, aumenta localmente la presión sobre el hielo, lo cual lleva a éste a fundirse. ¿Funciona dicha explicación? Si T=−2 °C, podemos emplear la ecuación de Clausius-Clapeyron para ver qué presión es necesaria para fundir el hielo a dicha temperatura. Asumiendo que la variación de la temperatura es pequeña, y que por tanto podemos considerar constante tanto el calor latente de fusión como los volúmenes específicos, podemos usar:

Y sustituyendo en

L = 3,34·105 J/kg, T=271,13 K,

ΔV = -9,05·10-5 m3/kg, ΔT = 2 K,

Obtenemos:

ΔP = 27,2 MPa = 277,36 kgf/cm2

Esta presión es la equivalente a la de un peso de 150 kg (luchador de sumo) situado sobre unos patines de área total de contacto con el hielo de 0,54 cm2. Evidentemente, éste no es el mecanismo por el cual se funde el hielo bajo las cuchillas de los patines (es un efecto de calentamiento por fricción).

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La ecuación de Clausius-Clapeyron

La evaporación del agua es un ejemplo de cambio de fase de líquido a vapor. Los potenciales químicos de las fases α (líquido) y β (vapor) son funciones de la temperatura T y la presión P y tienen el mismo valor

μα(T, P)= μβ(T, P)

A partir de esta igualdad y empleando relaciones termodinámicas, se obtiene la ecuación de Clapeyron.

Suponiendo que la fase vapor es un gas ideal y que el volumen molar del líquido es despreciable comparado con el volumen molar de gas, se llega a la denominada ecuación de Clausius-Clapeyron que nos proporciona la presión de vapor del agua Pv en función de la temperatura T, suponiendo además, que la entalpía L de vaporización es independiente de la temperatura (al menos en un determinado intervalo)

Donde C es una constante

A continuación, se proporciona una derivación alternativa de la ecuación de Clausius- Clapeyron

Mecanismo de la vaporización

El primer principio de la Termodinámica

ΔU=Q-W

Siendo Q el calor absorbido (Q>0) por el sistema y W el trabajo realizado por el sistema (W>0 si el sistema aumenta su volumen).

Supongamos que una cantidad de calor Q=Li convierte un mol de líquido en un mol de vapor sin cambio de volumen, entonces

ΔU=Q=Li

Sin embargo, durante el proceso de vaporización hay un cambio de volumen, un mol de líquido Vl ocupa menos volumen que un mol de vapor Vv a la misma presión P y temperatura T. El trabajo realizado por el sistema es W=P (Vv-Vl)

El calor que tenemos que suministrar es

Q=L= ΔU+W=Li+ P(Vv-Vl)

L se define como el calor latente o entalpía de vaporización, es decir, el calor necesario para que se evapore un mol de líquido a una presión constante P y a la temperatura T.

Normalmente Vv>> Vl y suponiendo que el vapor se comporta como un gas ideal, tendremos para un mol de vapor

PV=RT

Finalmente, tendremos la relación

L=Li+RT

Si se calienta un líquido se incrementa la energía cinética media de sus moléculas. Las moléculas cuya energía cinética es más elevada y que están cerca de la superficie del líquido escaparán y darán lugar a la fase de vapor

Si el líquido está contenido en un recipiente cerrado, algunas moléculas del vapor seguirán el camino inverso chocando con la superficie del líquido e incorporándose a la fase líquida.

Se establece un equilibrio dinámico, cuando el número de moléculas que se escapan del líquido sea igual (en valor medio) al número de moléculas que se incorporan al mismo. Decimos entonces, que tenemos vapor saturado a la temperatura T y la presión parcial que ejercen las moléculas de vapor a esta temperatura se denomina presión de vapor Pv.

La presión de vapor de una sustancia depende solamente de la temperatura y no del volumen; esto es, un recipiente que contiene líquido y vapor en equilibrio a una temperatura fija, la presión es independiente de las cantidades relativas de líquido y de vapor presentes.

La temperatura de ebullición es aquella para la cual, la presión de vapor es igual a la presión exterior. La presión de vapor del agua es igual a una atmósfera a la temperatura de 100ºC

Si consideramos que la función de distribución de Boltzmann se aplica al mecanismo de la evaporación

Donde nv y nl son el número de moles en la unidad de volumen en el vapor y en el líquido, respectivamente a la temperatura absoluta T, y Li es el valor medio por mol de sustancia de la diferencia entre la energía potencial de las moléculas en su fase de vapor y en su fase líquida.

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Esta ecuación nos dice que nv y por tanto, la presión de vapor Pv, se incrementan rápidamente con la temperatura absoluta T.

Derivando esta ecuación respecto de T,  suponiendo que nl es independiente de T.

Si el vapor se comporta como un gas ideal Pv=nvRT  o bien, ln nv=ln Pv-ln(RT)

Derivando esta expresión respecto de T

o bien,-

Esta es una de las formas de la famosa ecuación de Clausius-Clapeyron que proporciona la pendiente de la curva, en el diagrama P-T (figura al principio de esta sección), de coexistencia de las fases líquida y de vapor en equilibrio.

El calor latente L varía con la temperatura T, pero podemos suponerlo constante en un intervalo dado de temperaturas. Integrando la ecuación diferencial, obtenemos

De este modo, haciendo una representación gráfica de ln Pv en función de la inversa de la temperatura T, y aplicando el procedimiento de los mínimos cuadrados, la pendiente de la curva nos proporciona el valor medio del calor latente de vaporización L en un intervalo dado de temperaturas.

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DETALLES EXPERIMENTALES:

Materiales:

- Equipo para determinar presión de vapor por el método estático.

Matraz con tapón bihoradado

Cocinilla eléctrica

Termómetro

Manómetro

Llaves

Reactivos

- Agua destilada

PROCEDIMIENTO:

Método Estático

a) Revise y verifique el equipo instalado según la figura

b) Llene el matraz con agua destilada hasta 1/3 de su volumen total, manteniendo la llave abierta al ambiente. La presión dentro del matraz, será igual a la atmosférica, por lo tanto el nivel de mercurio en las dos ramas del tubo en U, será igual.

c) Calentamos el agua hasta ebullición, la temperatura no debe exceder de 100ºC

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d) Retiramos inmediatamente la cocinilla para evitar sobrecalentamiento y paralelamente invierta la posición de la llave, de forma que el manómetro quede conectado con el balón, el nivel de mercurio en ambas ramas debe ser igual, de lo contrario, espere a que se nivele.

e) A partir de 97º anotamos las temperaturas y las presiones manométricas, hasta llegar a 80ºC, tomando las lecturas en intervalos de 1ºC. Debido al enfriamiento en el matraz, el vapor empieza a condensarse, y crea un ligero vacío dentro de él, por lo tanto la columna conectada al balón sube en tanto que la abierta al ambiente baja.

f) Terminado el experimento, cerramos la llave que conecta el manómetro con el balón y la dejamos abierta al ambiente la salida del balón, de esta forma evitamos que el mercurio pueda pasar al balón.

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TABULACION DE DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES

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I. Presiones teóricas de Vapor de Agua en mmHg

T (ºC) T (ºK) Pv97 370,15 682,196 369,15 657,695 368,15 633,994 367,15 610,993 366,15 588,692 365,15 567,091 364,15 546,190 363,15 525,889 362,15 506,188 361,15 487,187 360,15 468,786 359,15 450,985 358,15 433,684 357,15 416,883 356,15 400,682 355,15 384,981 354,15 369,780 353,15 355,1

II. Presiones experimentales de Vapor de Agua en mmHg

T (ºC) T (ºK) Δh(mm) Pv (Pa – Pb)97 370,15 45 71196 369,15 65 69195 368,15 85 67194 367,15 104 65293 366,15 117 63992 365,15 147 60991 364,15 168 58890 363,15 188 56889 362,15 207 54988 361,15 224 53287 360,15 242 51486 359,15 257 49985 358,15 272 48484 357,15 284 47283 356,15 298 45882 355,15 316 44081 354,15 328 42880 353,15 344 412

EJEMPLOS DE CÁLCULOS

Con los datos de la Tablas I y II, despejamos una relación entre ln P y 1/T (K) usando la siguiente ecuación:

ln P=−∆HRT

+C

De esta manera, se tiene:

ln P=−∆HR * 1

T y = mx + b

Con la tabla I

ln P=−∆HR * 1

T y = mx + b

Al hallar la pendiente mediante la gráfica, resulta m = -5,258x103

Teniendo en cuenta que en la ecuación: ln P=−∆HR *

1T m =

−∆ HR

Despejamos ∆ H = -mR, donde R = 1,987 kcal/mol

Así, obtenemos el valor teórico de ∆ H = 10,45 kcal

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T (ºK) 1/T (K-1)x10-3 Pv (mmHg) Ln Pv370,15 2,7016 682,1 6.53369,15 2,7089 657,6 6.49368,15 2,7163 633,9 6.45367,15 2,7234 610,9 6.41366,15 2,7311 588,6 6.37365,15 2,7386 567,0 6.34364,15 2,7461 546,1 6.30363,15 2,7537 525,8 6.26362,15 2,7613 506,1 6.23361,15 2,7689 487,1 6.19360,15 2,7766 468,7 6.15359,15 2,7843 450,9 6.11358,15 2,7921 433,6 6.07357,15 2,7999 416,8 6.03356,15 2,8078 400,6 5.99355,15 2,8157 384,9 5.95354,15 2,8236 369,7 5.91353,15 2,8316 355,1 5.87

Con la tabla II

ln P=−∆HR * 1

T y = mx + b

Al hallar la pendiente mediante la gráfica, resulta m = -4,186 x103

Teniendo en cuenta que en la ecuación: ln P=−∆HR *

1T m =

−∆ HR

Despejamos ∆ H = -mR, donde R = 1,987 kcal/mol

Así, obtenemos el valor experimental de ∆ H = 8,318 kcal

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T (ºK) 1/T (K-1)x10-3 Pv (mmHg) Ln Pv370,15 2,7016 711 6.57369,15 2,7089 691 6.54368,15 2,7163 671 6.51367,15 2,7234 652 6.48366,15 2,7311 639 6.46365,15 2,7386 609 6.41364,15 2,7461 588 6.38363,15 2,7537 568 6.34362,15 2,7613 549 6.31361,15 2,7689 532 6.28360,15 2,7766 514 6.24359,15 2,7843 499 6.21358,15 2,7921 484 6.18357,15 2,7999 472 6.16356,15 2,8078 458 6.13355,15 2,8157 440 6.09354,15 2,8236 428 6.06353,15 2,8316 412 6.02

Podemos hallar también los calores molares de vaporización para cada temperatura, usando la fórmula:

2,3 log P2P1

=∆H (T 2−T 1)RT 2T 1

ΔH ( 1T 1

− 1T 2

)=2,3 R log P2P1

Esto es, hallamos de forma analítica sin necesidad de recurrir a la gráfica.

Con la tabla I (TEÓRICA)

De 97 a 96 ΔH (2,7089−2,7016 ) 10-3=2,3x 1.987 x log( 682,1657,6 )⇒ ΔH=¿

9,95 kcal

De 96 a 95 ΔH (2,7163−2,7089 ) 10-3=2,3 x 1.987 x log( 657,6633,9 )⇒ ΔH=¿

9,68 kcal

De 95 a 94 ΔH (2,7234−2,7163 )10 -3=2,3 x1.987 x log ( 633,9610,9 )⇒ ΔH=¿

10,33 kcal

De 94 a 93 ΔH (2,7311−2,7234 )10 -3=2,3 x1.987 x log( 610,9588,6 )⇒ΔH=¿

9,78 kcal

De 93 a 92 ΔH (2,7386−2,7311) 10 -3=2,3 x1.987 x log(588,6567,0 )⇒ ΔH=¿

7,45 kcal

De 92 a 91 ΔH (2,7461−2,7386 ) 10-3=2,3 x 1.987 x log( 567,0546,1 )⇒ΔH=¿

9,94 kcal

De 91 a 90 ΔH (2,7537−2,7461 ) 10-3=2,3 x 1.987 x log( 546,1525,8 )⇒ΔH=¿

9,970 kcal

De 90 a 89 ΔH (2,7613−2,7537 ) 10 -3=2,3 x 1.987 x log ( 525,8506,1 )⇒ ΔH=¿

9,972 kcal

De 89 a 88 ΔH (2,7689−2,7613 ) 10-3=2,3 x 1.987 x log( 506,1487,1 )⇒ ΔH=¿

10,056 kcal

De 88 a 87 ΔH (2,7766−2,7689 ) 10-3=2,3x 1.987 x log( 487,1468,7 )⇒ ΔH=¿

9,98 kcal

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De 87 a 86 ΔH (2,7843−2,776 ) 10 -3=2,3x 1.987 x log( 468,7450,9 )⇒ΔH=¿ 9,98

kcal

De 86 a 85 ΔH (2,7921−2,7843 )10 -3=2,3 x1.987 x log( 450,9433,6 )⇒ ΔH=¿

9,96 kcal

De 85 a 84 ΔH (2,7999−2,7921 )10 -3=2,3 x1.987 x log( 433,6416,8 )⇒ ΔH=¿

11,37 kcal

De 84 a 83 ΔH (2,8078−2,7999 ) 10-3=2,3x 1.987 x log( 416,8400,6 )⇒ΔH=¿

8,62 kcal

De 83 a 82 ΔH (2,8157−2,8078 ) 10-3=2,3x 1.987 x log( 400,6384,9 )⇒ΔH=¿

10,04 kcal

De 82 a 81 ΔH (2,8236−2,8157 ) 10-3=2,3 x1.987 x log(384,9369,7 )⇒ΔH=¿

10,12 kcal

De 81 a 80 ΔH (2,8316−2,8236 ) 10-3=2,3 x1.987 x log(369,7355,1 )⇒ ΔH=¿

9,996 kcal

Promediando, obtenemos ΔH=¿9,90 kcal

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T (ºK) 1/T (K-1)x10-3 Pv (mmHg)370,15 2,7016 682,1369,15 2,7089 657,6368,15 2,7163 633,9367,15 2,7234 610,9366,15 2,7311 588,6365,15 2,7386 567,0364,15 2,7461 546,1363,15 2,7537 525,8362,15 2,7613 506,1361,15 2,7689 487,1360,15 2,7766 468,7359,15 2,7843 450,9358,15 2,7921 433,6357,15 2,7999 416,8356,15 2,8078 400,6355,15 2,8157 384,9354,15 2,8236 369,7353,15 2,8316 355,1

Con la tabla II (EXPERIMENTAL)

De 97 a 96

ΔH (2,7089−2,7016 ) 10 -3=2,3 x 1.987 x log( 711691 )⇒ ΔH=7,76 kcal

De 96 a 95 ΔH (2,7163−2,7089 ) 10 -3=2,3 x 1.987 x log( 691671 )⇒ΔH=¿ 7,876

kcal

De 95 a 94 ΔH (2,7234−2,7163 )10-3=2,3 x1.987 x log(671652 )⇒ ΔH=¿ 8,03

kcal

De 94 a 93 ΔH (2,7311−2,7234 )10 -3=2,3 x1.987 x log( 652639 )⇒ΔH=¿ 7,404

kcal

De 93 a 92 ΔH (2,7386−2,7311) 10 -3=2,3 x1.987 x log( 639609 )⇒ ΔH=¿ 12,72

kcal

De 92 a 91 ΔH (2,7461−2,7386 ) 10 -3=2,3 x 1.987 x log( 609588 )⇒ ΔH=¿ 9,28

kcal

De 91 a 90 ΔH (2,7537−2,7461 ) 10-3=2,3 x 1.987 x log( 588568 )⇒ ΔH=¿ 9,037

kcal

De 90 a 89 ΔH (2,7613−2,7537 ) 10-3=2,3x 1.987 x log( 568549 )⇒ ΔH=¿ 8,88

kcal

De 89 a 88 ΔH (2,7689−2,7613 ) 10-3=2,3 x 1.987 x log( 549532 )⇒ΔH=¿ 8,21

kcal

De 88 a 87 ΔH (2,7766−2,7689 ) 10-3=2,3x 1.987 x log( 532514 )⇒ΔH=¿ 8,87

kcal

De 87 a 86 ΔH (2,7843−2,776 ) 10 -3=2,3x 1.987 x log( 514499 )⇒ΔH=¿ 7,63

kcal

De 86 a 85 ΔH (2,7921−2,7843 )10 -3=2,3 x1.987 x log( 499484 )⇒ΔH=¿ 7,76

kcal

16

De 85 a 84 ΔH (2,7999−2,7921 )10 -3=2,3 x1.987 x log( 484472 )⇒ΔH=¿ 7,22

kcal

De 84 a 83 ΔH (2,8078−2,7999 ) 10-3=2,3x 1.987 x log( 472458 )⇒ΔH=¿ 7,56

kcal

De 83 a 82 ΔH (2,8157−2,8078 ) 10 -3=2,3x 1.987 x log( 458440 )⇒ΔH=¿ 10,07

kcal

De 82 a 81 ΔH (2,8236−2,8157 ) 10 -3=2,3 x1.987 x log( 440428 )⇒ΔH=¿ 6,94

kcal

De 81 a 80 ΔH (2,8316−2,8236 ) 10-3=2,3 x1.987 x log(428412 )⇒ΔH=¿ 9,45

kcal

Promediando, obtenemos ΔH=¿8,515 kcal

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T (ºK) 1/T (K-1)x10-3 Pv (mmHg)370,15 2,7016 711369,15 2,7089 691368,15 2,7163 671367,15 2,7234 652366,15 2,7311 639365,15 2,7386 609364,15 2,7461 588363,15 2,7537 568362,15 2,7613 549361,15 2,7689 532360,15 2,7766 514359,15 2,7843 499358,15 2,7921 484357,15 2,7999 472356,15 2,8078 458355,15 2,8157 440354,15 2,8236 428353,15 2,8316 412

ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

PRESIONES DE VAPOR TEÓRICAS Y EXPERIMENTALES

Una de las causas del error en la determinación de la presión de vapor de agua puede ser la medición inexacta de las alturas, lo que conlleva a un resultado de vapor muy diferente al teórico.

CALORES MOLARES DE VAPORIZACION TEORICO Y EXPERIMENTAL POR EL METODO GRAFICO

TEÓRICO ΔH=¿10,45 kcal

EXPERIMENTAL ΔH=¿ 8,318 kcal

Ε%=10,45−8,31810,45

x100 %=20,38 %

CALORES MOLARES DE VAPORIZACION TEORICO Y EXPERIMENTAL POR EL METODO ANALÍTICO

TEÓRICO ΔH=¿9,90 kcal

EXPERIMENTAL ΔH=¿ 8,515 kcal

Ε%=9,90−8,5159,90

x100 %=13,99 %

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T (ºC) Pv (TEORICO) Pv (EXPERIMENTAL) %ERROR97 682,1 711 4,24 %96 657,6 691 5,08%95 633,9 671 5,85%94 610,9 652 6,73%93 588,6 639 8,56%92 567,0 609 7,41%91 546,1 588 7,67%90 525,8 568 8,03%89 506,1 549 8,48%88 487,1 532 9,22%87 468,7 514 9,67%86 450,9 499 10,67%85 433,6 484 11,62%84 416,8 472 13,24%83 400,6 458 14,33%82 384,9 440 14,32%81 369,7 428 15,77%80 355,1 412 16,02%

CONCLUSIONES

Se comprobó el uso efectivo de la ecuación de Clausius-Claperyon que relaciona el calor de vaporización y la presión de vapor de una sustancia.

El método estático es útil para relacionar la caída de la presión de vapor a medida que varía la temperatura.

En un sistema homogéneo, como el del agua destilada, la presión de vapor será determinada con facilidad, ya que todo el sistema tiene la misma composición.

RECOMENDACIONES

Una vez que el agua empieza a hervir, retirar cuidadosamente la hornilla y observar la caída de temperatura a partir de un punto fijo (para este caso 97ºC)

Tener cuidado al momento de manipular las llaves, si estas están cerradas una vez que el agua empieza a hervir podría romperse el balón por la presión interna.

No olvidarse de cerrar la llave una vez terminada la práctica, pues el mercurio seguirá subiendo (debido a la caída de la presión de vapor) y podría entrar en el balón..

APÈNDICE

CUESTIONARIO :

1.- Analice la relación que existe entre los valores del calor molar de vaporización y la naturaleza de las sustancias.

Para pasar de la fase líquida a la fase de vapor se necesita una absorción de energía por parte de las moléculas líquidas, ya que la energía total de estas es menor que la de las moléculas gaseosas. En el caso contrario, en la condensación, se produce un desprendimiento energético en forma de calor. El calor absorbido por un líquido para pasar a vapor sin variar su temperatura se denomina calor de vaporización. Se suele denominar calor latente de vaporización cuando nos referimos a un mol.El calor molar de vaporización es función del peso molecular de una sustancia y de la fuerza de atracción entre sus moléculas; a menor peso molecular, menor es el calor necesario para cambiar del estado líquido al gaseoso, a mayor fuerza de atracción entre las moléculas de una sustancia (ie. Puentes de hidrogeno) mayor es el calor requerido para el cambio de estado.Calor de vaporización del agua: 2257 kJ/kg (539 kcal/kg) a 100 ºC.Calor de vaporización del amoniaco: 1369 kJ/kg (327 kcal/kg) a -33,34 °C.Tomando este caso como referencia, el agua tiene mayor peso molecular que el amoniaco.

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Los enlaces de puente de hidrogeno del agua son más fuerte que el del amoniaco.

O—H...O (21 kJ/mol) N—H...N (13 kJ/mol)

Por ende el calor de vaporización del agua es mayor que la del amoniaco.

2.- Analice el efecto de la presión externa sobre el punto de ebullición de una sustancia.

El punto de ebullición depende de la presión total, aumentando a medida que aumenta la presión. Esto se debe a que la definición de punto de ebullición enuncia que el punto de ebullición de una sustancia es cuando la presión de vapor de la misma iguala a la presión externa (atmosférica); sabemos que, a medida que la temperatura de una sustancia aumenta, también lo hace su energía cinética que influye directamente en la presión de vapor, así, el punto de ebullición queda en función de la presión de vapor, de la temperatura y de la presión atmosférica (externa).Basándonos en esto, se puede hacer hervir un líquido a cualquier temperatura, dentro de un intervalo de existencia del líquido, siempre y cuando se varié suficientemente la presión total sobre la superficie.

3.- Explique el método de saturación gaseosa para determinar la presión de vapor de los líquidos.

Para efectuar la medida de la presión de vapor de los líquidos usando el método de saturación gaseosa se envía una corriente de gas portador inerte sobre la sustancia para que aquél se sature de vapor de ésta. La medida de la cantidad de sustancia transportada por un volumen conocido de gas portador puede realizarse o bien mediante su recogida en un sifón adecuado o bien mediante una técnica analítica acoplada. Así se puede calcular después la presión de vapor a una temperatura dada.

BIBLIOGRAFIA

Pag 307,308,309 de Fisicoquímica de Gaston Pons Muzzo octava edición 2008 A.F.A Editores importadores S.A

FISICOQUIMICA – Raymond Chang

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