Docente:
Ing. JORGE SOLÓRZANO ARQUEROS
Asignatura:
LABORATORIO DE QUIMICA FISICA II
UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO
LABORATORIO QUIMICA FISICA II 2
PRÁCTICAS DE LABORATORIO DEL CURSO
DE QUÍMICA FÍSICA II
Contenido
1. Volumen Molar Parcial ..................................................................... 3
2. Temperatura Crítica de Solución .................................................... 15
3. Destilación Fraccionada.................................................................. 25
4. Diagrama de Equilibrio de Fases de un Sistema Líquido
Tricomponente ............................................................................... 34
5. Masa Molar de un Soluto No-Volatil .............................................. 41
6. Conductividad Elétrica.................................................................... 45
7. Número de Transferencia de un Ion ............................................... 54
8. Cinética de la Reacción de Descomposición del Peróxido de
Hidrógeno ...................................................................................... 60
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PRÁCTICA N°1
“VOLUMEN MOLAR PARCIAL”
1. Objetivo
Determinar los volúmenes molares parciales de los constituyentes de una mezcla y
estudiar la variación de los mismos con la concentración. Se considera para el estudio
una solución binaria de solvente y soluto.
2. Fundamento Teórico
El volumen total “V” de una solución binaria en términos de los volúmenes molares
parciales , y números de moles , respectivamente para solvente y soluto,
se expresa:
(1.1)
(
)
(
)
Un método para medir el volumen parcial es determinando el volumen molar aparente
, el cual se define:
(1.2)
en donde,
(1.3)
y,
(1.4)
Siendo y las masas molares de solvente y soluto. el volumen molar del
solvente puro, la densidad de la solución y la densidad del solvente puro.
Combinando (1.2), (1.3) y (1.4) obtenemos:
[
] (1.5)
Si la masa del solvente , (la molalidad).
Así:
[
] (1.6)
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En la que “W” es el peso del picnómetro con solución, “Wa” peso del picnómetro con
solvente (H2O) y “W0” peso del picnómetro vacío.
La densidad de la solución se obtiene de
(1.7)
siendo “VP” el volumen del picnómetro, que se calcula aplicando
(1.8)
Donde “da” es la densidad del agua a la temperatura del experimento.
Una vez conocido se puede determinar (
)
, graficando vs m. En el
caso de electrolitos se encuentran que aumenta linealmente con √ es decir
√
(1.8)
aquí “ ” es el volumen molar aparente a dilución infinita y “A” una constante.
Al graficar vs √ , de la pendiente se obtiene (δ / δ √ )P, T, n = A. Derivando la
ecuación (1.9) con respecto a “m” a P, T y n1 constante, resulta
(
)
√ (1.10)
(
)
√ (
√ )
(1.11)
Por otro lado de la ecuación (1.2) se obtiene
(
)
(
)
1.12)
De la combinación de (1.6), (1.11) y (1.12) se obtiene , volumen molar parcial
del soluto. El volumen total “V” de la solución se determina también en base a la
ecuación (1.2) de la cual
(1.13)
De la ecuación (1.1)
(1.14)
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Por último de la combinación de (1.12), (1.13) y (1.14) el volumen molar parcial del
solvente resulta definido en la forma
[
(
)
] (1.15)
3. Material y Equipo
Acetona, agua destilada y cloruro de sodio; espátula, matraces volumétricos de 100ml.
Papel filtro, picnómetro; pinzas para bureta, pipeta volumétricas de 50ml;
termómetro, etc.
4. Procedimiento
Se separan 100ml de una solución acuosa 3-2M de NaCl. Con esta solución madre se
preparan otras soluciones de 1.0, 0.9, 0.8, 0.6, 0.4, 0.2 molar.
Las densidades de las soluciones se determinan con un picnómetro, pudiendo usarse el
de Ostwald – Sprengel o el de Weld. Las mediciones de pesada deben realizarse
cuantitativamente. Se determina el volumen del picnómetro utilizando la densidad del
agua destilada y la diferencia de masa entre el picnómetro con agua y vacío (Wa - Wo).
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5. Utilización de Datos, Cálculos y resultados
Tabular los datos detalladamente. Calcular la molalidad (m) de las soluciones a partir
de la molaridad (M) y la densidad (d) de las mismas.
(
) (
) (1.16)
En donde es la masa molar del soluto.
Calcular el volumen molar aparente de soluto usando la ecuación (1.6). Graficar
√ y determinar (
)
Calcular y usando las ecuaciones (1.12) y
(1.15).
CÁLCULOS
1. Datos de la Solución Madre
Tabla 1.1. Datos de Solución madre
Solución Madre WNaCl (g) Volumen (L) MNaCl (g/mL) Molaridad M
NaCl 117.5 1 58.44 2.011
2. Determinación de la densidad del H2O a temperatura ambiente
Tambiente (°C) = 28°C
(Datos de temperatura del H2O a 25°C y 30°C en tablas)
25 → 0.9970
28 → X
30 → 0.9956
Por lo tanto la densidad del agua a 28.1 °C es 0.99616 g/mL ( )
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3. Determinación de la densidad de las soluciones
PICNÓMETRO #1
WPic. Vacío = 16.6315 g
WPic. Agua = 41.3623 g
Hallando Vp (Volumen del picnómetro) en la ecuación (1.8)
Reemplazando Vp en (1.7) para determinar la densidad de la Sol. 0.9 M
WPic. Sol. 0.9 M = 42.2250 g
Reemplazando Vp en (1.7) para determinar la densidad de la Sol. 0.8 M
WPic. Sol. 0.8M = 42.1745 g
PICNÓMETRO #2
WPic. Vacío = 15.5449 g
WPic. Agua = 40.5239 g
Hallando Vp en la ecuación (1.8)
Reemplazando Vp en (1.7) para determinar la densidad de la Sol. 0.4 M
WPic. Sol. 0.4 M = 40.9128 g
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PICNÓMETRO #3
WPic. Vacío = 16.5038 g
WPic. Agua = 41.5807 g
Hallando Vp en la ecuación (1.8)
Reemplazando Vp en (1.7) para determinar la densidad de la Sol. 0.2 M
WPic. Sol. 0.2 M = 41.8007 g
Reemplazando Vp en (1.7) para determinar la densidad de la Sol. 0.6 M
WPic. Sol. 0.6M = 42.2185 g
Reemplazando Vp en (1.7) para determinar la densidad de la Sol. 1.0 M
WPic. Sol. 1.0M = 42.4026 g
Tabla 1.2. Datos Experimentales para la determinación de las densidades.
PICNÓMETRO WPic. Vacío
(g)
WPic. Agua
(g)
Vp (mL) Molaridad
(M)
WPic. Sol
(g)
dsolución
(g/mL)
N° 1
16.6315
41.3623
24.8251 0.9 42.2250 1.0310
0.8 42.1745 1.0289
N° 2
15.5449
40.5239
25.0743 0.4 40.9128 1.0117
N° 3
16.5038
41.5807
25.1726
0.2 41.8007 1.0049
0.6 42.2185 1.0215
1.0 42.4026 1.0288
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4. Determinación de la molalidad (m) de las soluciones
Para la solución 0.2 M, aplicando la ecuación (1.16)
(
) (
)
Para la solución 0.4 M
(
) (
)
Para la solución 0.6 M
(
) (
)
Para la solución 0.8 M
(
) (
)
Para la solución 0.9 M
(
) (
)
Para la solución 1.0 M
(
) (
)
5. Determinación del volumen molar aparente , para las soluciones
Para la solución 0.2 M, aplicando la ecuación (1.6)
[
]
Para la solución 0.4 M
[
]
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Para la solución 0.6 M
[
]
Para la solución 0.8 M
[
]
Para la solución 0.9 M
[
]
Para la solución 1.0 M
[
]
6. Graficamos versus √ y determinamos (
)
Muestra M M √
1 0.2 0.2014 15.00 0.4488
2 0.4 0.4047 19.74 0.6362
3 0.6 0.6083 16.34 0.7799
4 0.8 0.8145 17.63 0.9025
5 0.9 0.9199 19.85 0.9591
6 1.0 1.0305 25.94 1.0151
Tabla 1.3. Datos para la Gráfica 1.1. versus √
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7. Aplicamos método de los mínimos cuadrados
Tabla 1.4. Datos necesarios para aplicar método de los mínimos cuadrados
N° x y x^2 x*y
1 0.4488 15 0.201421 6.732
2 0.6362 19.74 0.404750 12.558588
3 0.7799 16.34 0.608244 12.743566
4 0.9025 17.63 0.814506 15.911075
5 0.9591 19.85 0.919873 19.038135
6 1.0151 25.94 1.030428 26.331694
SUMATORIA 4.7416 114.5 3.979223 93.315058
Para la ecuación de la recta:
∑ ∑ ∑
∑ ∑
∑ ∑ ∑ ∑
∑ ∑
√
→ Según la gráfica: (
√ )
8. Calculando y usando las ecuaciones (1.12) y (1.15) respectivamente.
(
)
(
)
(1.12)
[
(
)
] (1.15)
Para calcular (
)
, usamos la ecuación (1.10) cuando
(
)
√
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Determinando para cada mezcla.
o Para la solución 0.2 M, con
(
)
√
Reemplazando en (1.12)
o Para la solución 0.4 M, con
(
)
√
o Para la solución 0.6 M, con
(
)
√
o Para la solución 0.8 M, con
(
)
√
o Para la solución 0.9 M, con
(
)
√
o Para la solución 1.0 M, con
(
)
√
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Determinando para cada mezcla.
Si para cada caso y
o Para la solución 0.2 M, con
(
)
Reemplazando en (1.15)
[ ]
o Para la solución 0.4 M, con
(
)
[ ]
o Para la solución 0.6 M, con
(
)
[ ]
o Para la solución 0.8 M, con
(
)
[ ]
o Para la solución 0.9 M, con
(
)
[ ]
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o Para la solución 1.0 M, con
(
)
[ ]
Tabla 1.5 Cuadro de resultados finales
6. Conclusiones
Con los datos obtenidos en la práctica podemos contrastar con la teoría, pues
la densidad del solvente puro siempre fue menor que la densidad de la solución
en cada muestra, esto debido a que cuando se mezclan el soluto con el
solvente el cual posee mayor densidad, la densidad aumenta cuando están
mezclados.
En el experimento se logró determinar los volúmenes molares parciales de los
constituyentes de la mezcla donde consideramos como solvente al H2O y como
soluto al NaCl. Para ello fue necesario graficar la molalidad y volumen molar
aparente, logrando así el objetivo.
El experimento se realizó con el manejo adecuado de los equipos y materiales,
sin embargo tuvimos algunas dificultades en la toma de datos al pesar tanto el
solvente puro como las soluciones. Dificultades que se reflejaron al momento
de hacer los cálculos respectivos para la obtención de los valores que se
requerían para lograr el objetivo.
Muestra M m d √
1 0.2 0.2014 1.0049 15.00 0.4488 17.7356 18.0588
2 0.4 0.4047 1.0117 19.74 0.6362 23.6378 18.0405
3 0.6 0.6083 1.0215 16.34 0.7799 21.0942 18.0166
4 0.8 0.8145 1.0289 17.63 0.9025 23.1313 17.9881
5 0.9 0.9199 1.0310 19.85 0.9591 25.6964 17.9719
6 1.0 1.0305 1.0288 25.94 1.0151 32.1279 17.9539
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PRÁCTICA N°2
“TEMPERATURA CRÍTICA DE SOLUCIÓN”
1. Objetivo
Estudiar el equilibrio heterogéneo de dos líquidos. Determinar su curva de
solubilidad y aplicando la regla de las fases de Gibbs. Se considera para el estudio el
sistema Fenol – Agua.
2. Fundamento Teórico
Existen sistemas líquidos parcialmente miscibles cuya solubilidad es alterada
con la variación de la temperatura. Si se grafica la temperatura de solubilidad vs la
composición se obtiene una curva llamada curva de solubilidad o de equilibrio. Algunos
sistemas exhiben una temperatura máxima de solución (temperatura crítica de
solución), por ejemplo agua – anilina. Otros exhiben temperatura mínima de solución,
agua – trietilamina; otros máxima y mínima, agua – nicótica; y aun otros ni máxima ni
mínima.
El sistema Fenol – Agua presenta solubilidad mutua con una temperatura
máxima de solución. Si un par líquido con temperatura crítica de solución alto se
encuentra a una temperatura inferior a esta y si existen 2 fases independientes de las
cantidades de las 2 fases existentes.
Una mayor interpretación del comportamiento de estos sistemas bajo ciertas
condiciones se consigue graficando la temperatura vs la composición.
3. Material y equipo
Agua y fenol (80%), tubos de ensayo pequeños con sus respectivos tapones de corcho;
rejilla con asbesto, trípode, mechero, u otro equipo de calentamiento para baño maría;
termómetro de 0°C a 110°C, bureta y vasos de 250ml.
4. Procedimiento
Se prepara una solución acuosa de fenol al 80%, añadiendo 125ml de agua a 500g de
fenol tipo reactivo; se agita hasta la obtención de una solución homogénea.
De la solución madre se vierte a través de una bureta a 10 tubos de ensayo, volúmenes
de 10, 9, 8, 7, 6, 5, 4, 3, 2 y 1,25ml; anteriores 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, y 8,75ml de agua
destilada. Obteniéndose así un intervalo de concentración de fenol de 10 a 80%.
Cada tubo de ensayo con tapón, insertamos un termómetro de 110°C dentro de él, y
luego lo ponemos a baño maría. Se calienta lentamente el agua, agitando
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constantemente tubo siempre dentro del baño maría. Cuando el líquido turbio se
aclara se anota la temperatura. Se omite el calentamiento manteniendo el tubo dentro
del baño, cuando reaparezca la turbidez se anota nuevamente la temperatura que
marca el termómetro. Como temperatura de miscibilidad se considera el promedio de
las 2 temperaturas, para cada tubo en particular. No calentar las mezclas a
temperaturas mayores a 75°C ya que pueden descomponerse.
5. Utilización de Datos, Cálculos y Resultados
Tabular los datos detalladamente. Trazar 2 gráficas de temperatura – composición, una
de temperatura vs porcentaje en peso, y otra de temperatura vs fracción molar.
Indicar las áreas (o porciones) que representan una fase y dos fases. De las gráficas
determinar la temperatura crítica de solución y comparar el valor con el dado en la
bibliografía. Determinar la concentración y temperatura crítica de solución usando una
extensión de la ley del diámetro rectilíneo, obteniendo la media aritmética de cada
línea de unión entre 2 fases en equilibrio, a las temperaturas de 30, 40, 50 y 60 ;
trazar una línea recta uniendo las medias aritméticas. La concentración crítica de
solución lo dará el punto de unión de línea de medias aritméticas y la línea
correspondiente a la temperatura crítica.
CÁLCULOS
1. Determinación de la densidad del H2O a temperatura ambiente
Tambiente (°C) = 28,7°C
25 → 0.9970
28.7 → X
30 → 0.9956
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Por lo tanto la densidad del agua a 28.7 °C es 0.9960 g/mL ( )
2. Datos de las mezclas binarias
Tabla 2.1. Volumen de las mezclas binarias y sus temperaturas de solubilidad.
N°
mezcla
Volumen (mL) Temperatura Solubilidad, °C
Sol. Madre Agua T1 T2 TPROM
1 10 0 28.5 13.5 13.5
2 9 1 44 45 44.5
3 8 2 59 58 58.5
4 7 3 64 62 63
5 6 4 26 50 38
6 5 5 71 70 70.5
7 4 6 76 74 75
8 3 7 61 65 63
9 2 8 52 45 50.5
10 1.25 8.75 30 30 30
3. Determinando el %peso y % molar del fenol en cada mezcla
Datos necesarios para el cálculo de porcentaje molar y en peso de cada
muestra
Para la mezcla N° 1
(
)
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(
)
Para la mezcla N° 2
(
)
(
)
Para la mezcla N° 3
(
)
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LABORATORIO QUIMICA FISICA II 19
(
)
Para la mezcla N° 4
(
)
(
)
Para la mezcla N° 5
(
)
(
)
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Para la mezcla N° 6
(
)
(
)
Para la mezcla N° 7
(
)
(
)
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LABORATORIO QUIMICA FISICA II 21
Para la mezcla N° 8
(
)
(
)
Para la mezcla N° 9
(
)
(
)
Para la mezcla N° 10
(
)
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LABORATORIO QUIMICA FISICA II 22
(
)
Tabla 2.2. Porcentaje en peso del fenol y Porcentaje fracción molar
N°
mezcla
Volumen (mL) Peso (g) %peso
(fenol)
%molar
(fenol) Sol. Madre Agua Fenol puro Agua total
1 10 0 8.3040 2.0760 80 43.37
2 9 1 7.4736 2.8644 72.29 33.32
3 8 2 6.6432 3.6528 64.52 25.83
4 7 3 5.8128 4.4412 56.69 20.04
5 6 4 4.9824 5.2296 48.79 15.43
6 5 5 4.1520 6.0180 40.83 11.67
7 4 6 3.3216 6.8064 32.80 8.55
8 3 7 2.4912 7.5948 24.70 5.91
9 2 8 1.6608 8.3832 16.54 3.65
10 1.25 8.75 1.0380 8.9745 10.37 2.17
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4. Graficando temperatura de solubilidad versus el %peso y % molar del fenol.
Tabla 2.3. Datos para la gráfica temperatura de solubilidad Vs %peso del fenol.
Tsolubilidad %peso
13.5 80
44.5 72.29
58.5 64.52
63 56.69
38 48.79
70.5 40.83
75 32.8
63 24.7
50.5 16.54
30 10.37
Ver Gráfica 2.1
Tabla 2.3. Datos para la gráfica temperatura de solubilidad Vs %molar del fenol.
TSolubilidad %molar
13.5 43.37
44.5 33.32
58.5 25.83
63 20.04
38 15.43
70.5 11.67
75 8.55
63 5.91
50.5 3.65
30 2.17
Ver Gráfica 2.2
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LABORATORIO QUIMICA FISICA II 24
Cálculo del porcentaje de error
Temperatura crítica del solución experimental
Toexp = 70.5 °C
Temperatura crítica teórica
Toteórica = 66 oC
5. Conclusiones
En la práctica se trabajó con una solución de fenol en las gráficas obtenidas
se pueden distinguir las dos fases de la solución .es decir las sustancias se
encuentran separadas en una solución no homogénea.
Debajo de la curva se encuentra en 2 fases (fenol-agua),va incrementando
la solubilidad a medida que se eleva la temperatura y fuera de la curva la
composición de las 2 capas se hacen idénticas, y de aquí que los 2 líquidos
son completamente miscibles en todas sus proporciones, formándose una
sola fase.
Al comparar la temperatura critica experimental con la teórica se observó
que el porcentaje de error es un poco alto (6.82 %) lo cual quiere decir que
el experimento se realizó en forma no muy adecuada por lo cual se dice que
se tuvo errores como de la medición de la sustancia (fenol) y del agua, al
calentar los tubos de ensayo y además al tener la solución totalmente
transparente este tardo para que la solución quedara turbia.
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PRÁCTICA N° 3
“DESTILACIÓN FRACCIONADA” 1. Objetivo
Estudiar la separación de una mezcla líquida binaria por destilación fraccionada a
reflujo total, usando mediciones del índice de refracción para determinar la
composición del destilado y residuo.
2. Fundamento Teórico
La destilación fraccionada ha permitido enormes adelantos en las operaciones de
separación de materiales por destilación tales como en la refinación de petróleo y en la
concentración de isótopos, y por consiguiente, un progreso notable en el diseño de
equipo para estos fines.
La separación de dos líquidos por simple vaporización y condensación no es efectiva,
excepto cuando sus respectivos puntos de ebullición difieren ampliamente. Una mejor
separación se consigue a base de una serie de destilaciones simples, lo cual sin
embargo, es laborioso. Se obtiene el mismo resultado usando una columna de
fraccionamiento, dentro de la cual asciende vapor poniéndose en contacto con parte
del condensado que desciende dentro de la misma. Los componentes menos volátiles
se condensan de los vapores ascendentes y los más volátiles de vaporizan de la fase
líquida descendente, por lo que la destilación a través de la columna es equivalente a
varias destilaciones simples sucesivas. La separación es mejor, si la mejor parte de
vapor condensado en la parte superior de la columna regresa como reflujo. La razón de
reflujo se define como la razón de líquido que regresa a la columna a la cantidad de
líquido separado como destilado. La temperatura será más baja en la parte superior,
donde se concentra el componente más volátil, que en la parte inferior, donde se
encuentra en mayor proporción el componente menos volátil.
Si se usan columnas empaquetadas, se consiguen mejor contacto de las fases líquido –
vapor, pero el empaquetamiento no debe retener una fracción grande del lote que se
destila ya que disminuye el grado de separación.
La efectividad de una columna de destilación se expresa en términos de platos
teóricos. El plato teórico se define como una sección hipotética de columna que
produce separación tal de componentes que el vapor que sale por la parte superior de
la sección tiene la composición de vapor que está en equilibrio con el líquido que cae
por el fondo de la sección. Una columna formada por un simple tubo de 1cm de
diámetro y un metro de alto podría ser equivalente sólo a un plato teórico, mientras
que el mismo tubo relleno de empaquetamiento adecuado puede equivaler a 20 o más
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LABORATORIO QUIMICA FISICA II 26
platos teóricos. El número de platos teóricos aumenta al disminuir la relación de
reflujo.
Para determinar el número de platos teóricos debe disponerse de datos de equilibrio
líquido (L) – vapor (V) de las substancias consideradas para trazar gráficas como la de la
Fig. 5.1 para el sistema CCl4 – C6H6 ; o contar con datos de temperatura (Tb) vs
composición, para trazado de una gráfica tal como la de la Fig. 5.2, y en base a la cual
se obtiene los datos de la composición de equilibrio líquido – vapor.
Fig. 5.1 Gráfica líquido – vapor para el sistema CCl4 – C6H6, para determinar el
número de platos teóricos.
En la Fig. 5.1., cada línea vertical representa una etapa de destilación ideal, su
intersección con la línea superior determina la composición del vapor en equilibrio con
el líquido, indicado por la intersección de la línea vertical con la línea inferior. Cada
línea horizontal muestra una condensación completa de todo el vapor para dar un
líquido de la misma composición. El número de platos teóricos es igual al número de
escalones verticales – 1. La superficie líquido – vapor en el matraz de destilación
equivale a un plato teórico. El número de platos teóricos puede variar un poco con la
velocidad de entrada del vapor en el fondo de la columna y la velocidad de regreso del
líquido.
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Fig. 5.2. Diagrama temperatura - composición para un sistema líquido binario
completamente soluble en la fase líquida.
3. Material y equipo
Sistemas líquidos: CCl4 – C6H6, CCl4 – C6H5CH3, etc.; columna Vigreux, columnas
empaquetadas (empaquetamiento: conos dobles, salidas de acero inoxidable, hélices
de vidrio o bolitas de vidrio), cabeza de destilación con refrigerante de dedo y
termómetro, manta de calentamiento con tela de vidrio y autotransformador variable;
probeta graduada de 100 ml, tubos de ensayo pequeños y corchos; refractómetro,
soportes, pinzas, mangueras, etc.
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4. Procedimiento experimental
Se mezclan 10 ml de CCl4 con 40 ml de C6H6 (ó 20 ml de CCl4 con 30 ml de
C6H5CH3) en el matraz de destilación, el cual, se calienta con manta de calentamiento
controlada con autotransformador variable. El líquido debe hervir vigorosamente
hasta que se produzca condensación en la parte superior de la columna. En caso de
que ésta sea inundada, se debe disminuir el calentamiento. El refrigerante se instala en
una posición tal que todo el condensado regrese a la columna.
Después de establecerse el equilibrio, tomar las lecturas de temperatura en el
termómetro cuando éstas sean constantes. Separar muestras de destilado y residuo.
Para la colección del destilado, el refrigerante debe estar instalado en una posición tal
que permita que el destilado gotee a una probeta graduada. Desechar las tres
primeras gotas, y recolectar una muestra de un milímetro para su análisis respectivo
en un refractómetro (Abbe por ejm.) por el brazo lateral del matraz de destilación
separar con una pipeta 1 ml de líquido y guardarlo para su análisis en el refractómetro
(dependiendo de las circunstancias previamente puede quitarse el calentamiento). La
eficiencia de la columna determinada en base a estas dos muestras corresponde a la
eficiencia de la columna a reflujo total.
Se puede repetir el procedimiento con la columna empaquetada para
fraccionamiento, la cual requiere mayor tiempo para alcanzar el equilibrio pero se
obtiene mayor eficiencia de separación. O puede usarse también una columna de
platos de burbujeo. Si se usa la columna empaquetada, la columna y matraz de
destilación se evacúan y secan, y se introducen 30 ml de cloroformo y 30 ml de
benceno. El condensado de reflujo se ajusta para razón de reflujo 5:1 a 10:1, según se
ha calculado de las velocidades de goteo del refrigerante a reflujo y del tubo de
destilación. El destilado se colecta en una probeta. Después de cada 3 ml de destilado
se toma una muestra de 1 ml en una botellita provista de tapón, y posteriormente a
estas muestras se les mide el índice de refracción. Se debe llevar un registro del
volumen total de líquido destilado y de la lectura del termómetro al tiempo de tomar
cada muestra. También se anota el volumen total final del destilado.
5. Utilización de Datos, Cálculos y Resultados
Tabular los datos detalladamente. Los índices de refracción del benceno, tetracloruro
de metilo y de mezclas de los 2 vs %molar de tetracloruro de metilo, se grafica en
papel coordenado. Con la curva obtenida determinar la composición de una mezcla
líquida desconocida por interpolación del índice de refracción. En esta forma se
determinan las composiciones del destilado y residuo. Con datos de composición L – V
o en base a datos de temperatura (de ebullición) – composición, trazar la curva de
equilibrio.
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Fijar los puntos representativos del destilado y residuo, y proceder a la determinación
del número de paltos teóricos tal como se ha explicado en la sección teórica.
CÁLCULOS
Para los cálculos posteriores usaremos:
A: agua (18g/mol) densidad 0,9852 g/mL
B: metanol (32g/mol) densidad 0,788 g/mL
Tabla 3.1. Datos experimentales, fracción molar e índice de refracción.
Mezcla d(g/ml) W(g) Moles (mol) Fracción Molar
I.R N° V(ml)
A B A B A B A B A B
1 5 0 0.9852 0.7880 4.9260 0 0.2737 0 1 0 1.3332
2 4 1 0.9852 0.7880 3.9408 0.7880 0.2189 0.0246 0.8989 0.1011 1.3320
3 3 2 0.9852 0.7880 2.9556 1.5760 0.1642 0.0493 0.7693 0.2307 1.3310
4 2 3 0.9852 0.7880 1.9704 2.3640 0.1095 0.0739 0.5971 0.4029 1.3295
5 1 4 0.9852 0.7880 0.9852 3.1520 0.0547 0.0985 0.3572 0.6428 1.3280
6 0 5 0.9852 0.7880 0 3.9400 0 0.1231 0 1 1.3260
7 3.5 1.5 0.9852 0.7880 3.4482 1.1820 0.1916 0.0369 0.8384 0.1616 1.3315
8 2.5 2.5 0.9852 0.7880 2.463 1.9700 0.1368 0.0616 0.6897 0.3103 1.3300
9 1.5 3.5 0.9852 0.7880 1.4778 2.7580 0.0821 0.0862 0.4879 0.5121 1.3290
10 0.5 4.5 0.9852 0.7880 0.4926 3.5460 0.0274 0.1108 0.1981 0.8019 1.3270
Los datos obtenidos en la tabla se determinaron de la siguiente manera para la mezcla 1
Peso de A
Peso de B
Número de moles de A
Número de moles de B
Fracción molar de A
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Fracción molar de B
Como el compuesto más volátil es el metanol, entonces, hacemos una gráfica Fracción
molar de metanol Vs Índice de Refracción de la mezcla para hallar las fracciones
molares que más adelante usaremos para hallar el número de platos teóricos.
Tabla 3.2 Datos de la gráfica fracción molar Vs índice de refracción
N° Frac. Molar del
metanol
IR
1 0 1.3332
2 0.1011 1.3320
3 0.2307 1.3310
4 0.4029 1.3295
5 0.6428 1.3280
6 1 1.3260
7 0.1616 1.3315
8 0.3103 1.3300
9 0.5121 1.3290
10 0.8019 1.3270
Destilado XD 1.3270
Residuo XR 1.3330
Graficando los datos tabulados de las mezclas (1-10)
Ver Gráfica 3.1
Obtenemos la fracción molar para el residuo y el destilado
XD = 0.02
XR = 0.82
Hallando la presión del metanol en vapor puro
De la bibliografía de YAWS tenemos:
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SUSTANCIA CONSTANTES
METANOL
AGUA
A 45.6171 29.8605
B -3.2447x103 -3.1522x103
C -1.3988x101 -7.3037
D 6.6365x10-3 2.4247x10-9
E -1.0507x10-13 1.809x10-6
Temperatura mínima 175.47 273.46
Temperatura máxima 512.58 647.13
Tabla 3.3 Presiones de vapor del agua y del metanol
Con los datos de la Tabla 3.3. Reemplazados en la formula obtenemos los siguientes
resultados para temperaturas de 65 a 100 °C.
Temperatura
(°C)
Temperatura
(K)
Presión de vapor para el
agua
Presión de vapor para
el metanol
65 338 186.50 769.21
70 343 232.39 933.17
75 348 287.47 1124.97
80 353 353.18 1348.12
85 358 431.05 1606.36
90 363 522.80 1903.74
95 368 630.29 2244.57
100 373 755.54 2633.44
Tabla 3.4 Presiones de vapor a 65 - 100 °C para el agua y el metano
Con los datos de la tabla 3.4 Calculamos fracción molar en el líquido del metanol
Calculando fracción molar de vapor del metanol
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Luego de realizar los cálculos para el metanol encontramos los siguientes resultados.
Tabla 4.3. Fracciones molares del metanol en el líquido y en el vapor.
Fracción molar en el líquido del metanol X2
Fracción molar de vapor del metanol Y2
0.9842 0.9961
0.7529 0.9245
0.5642 0.8351
0.4089 0.6053
0.2799 0.5916
0.1718 0.4303
0.0803 0.2372
0.0024 0.0083
Con la Tabla 4.3 Graficamos la Curva de equilibrio para la determinación del
número de platos a reflujo total.
Ver Gráfica 3.2
El número de platos teóricos obtenidos en la gráfica = 4
Se consideró trazar la Gráfica 3.3. Diagrama Temperatura-Composición para
un sistema líquido binario completamente soluble en fase líquida.
Temperatura (°C) Fracción molar en el líquido del metanol X2
Fracción molar de vapor del metanol Y2
65 0.9842 0.9961
70 0.7529 0.9245
75 0.5642 0.8351
80 0.4089 0.6053
85 0.2799 0.5916
90 0.1718 0.4303
95 0.0803 0.2372
100 0.0024 0.0083
(Ver Gráfica 3.3)
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De la Gráfica 3.3 se observa
La temperatura de ebullición del agua = 100°C
La temperatura de ebullición del fenol = 66°C
6. Conclusiones
Se graficó correctamente el diagrama temperatura – composición para
un sistema binario completamente soluble en la fase líquida.
De la gráfica líquido – vapor para el sistema metanol – agua se
determinó el número de platos teóricos.
Finalmente se logró el objetivo de la práctica y como se pudo observar
en la columna de destilación fraccionada hay varias etapas (platos), en
las cuales se realiza un intercambio de masa, liquido – vapor y así el
líquido a destilar salga más puro, con este fundamento fue posible
estudiar la separación de la mezcla binaria por destilación fraccionada a
reflujo total y además determinar la composición del destilado y del
residuo.
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PRÁCTICA N° 4
“DIAGRAMA DE EQUILIBRIO DE FASES DE UN SISTEMA LÍQUIDO
TRICOMPONENTE”
1. Objetivo
Trazar un diagrama de equilibrio de fases para un sistema líquido ternario con 2
componentes originalmente inmiscibles, en base a mediciones experimentales de
solubilidad y equilibrio, analizando el diagrama resultante con aplicación de la regla de
las fases de Gibbs. Estos diagramas se usan principalmente en los cálculos de los
procesos de extracción con solvente.
Para este estudio se considera el sistema Benceno – Ácido Acético – Agua, con los
componentes inmiscibles benceno y agua, a presión y temperatura ambiente.
2. Fundamento Teórico
A presión y temperatura constante, las composiciones de mezclas líquidas ternarias
pueden representarse en un diagrama coordenado triangular trazado en 2
dimensiones, usándose para tal fin un triángulo equilátero. Cada lado del triángulo
representa la composición de 2 componentes, cada vértice un componente puro y un
punto dentro del triángulo una mezcla ternaria. Si además de la composición se
involucra otra variable, por ejemplo la temperatura; para determinación del diagrama
de equilibrio la fase se requerirá de una tercera dimensión, resultando una figura en el
espacio.
Si a mezclas binarias de líquidos inmiscibles o parcialmente miscibles, se adiciona un
tercer líquido soluble en cada uno de estos, se obtiene un tercer líquido soluble en
cada uno de estos, se obtienen mezclas ternarias formando una sola fase o separables
en 2 fases (o capas), dependiendo de las concentraciones. Los puntos representativos
de las composiciones de las mezclas ternarias comenzando a formar una sola fase,
dentro del triángulo equilátero, determinan una curva llamada “curva de solubilidad” o
de equilibrio.
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Fig.3.1 Diagrama de equilibrio de fases para un sistema liquido ternario con dos
componentes inmiscibles A y B.
Fig. 3.2 Diagrama de Equilibrio de Fases para un sistema líquido ternario con 2
componentes parcialmente miscibles A y B.
Esta curva puede pasar por 2 vértices del triángulo cuando dos de los
componentes son inmiscibles inicialmente, caso C6H6 – H2O en el sistema C6H6 – H2O –
CH3COOH, Fig. (3.1); o puede interceptar a un lado del triángulo cuando dos de los
componentes son parcialmente miscible como H2O y CHCl3 en el sistema CHCl3 – HAc –
H2O. Fig. 3.2.
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Todo punto afuera de la curva representa un sistema ternario completamente
miscible (una sola fase), y un punto por debajo de la curva un sistema separable en 2
fases. La línea que une dos puntos de la curva tal como a y b en la Fig. 3.1, se
denomina línea de unión o de reparto, que no es necesariamente paralela a la base o
paralela a otra u otras líneas de unión. Se pueden preparar varias mezclas líquidas
ternarias separables en 2 capas y obtener varias líneas de reparto, como cd, ef y gh en
la Fig. 3.1; las composiciones de las capas respectivas dependen de las composiciones
de las mezclas ternarias originales. A medida que se añada el componente miscible (al
sistema binario inmiscible o parcialmente miscible) las composiciones de las dos capas
conjugadas se tornan más semejantes una de otra, hasta que se obtiene una sola fase
o capa. El punto representativo de la composición de esta fase única se denomina
punto crítico o de dobles.
Las mezclas ternarias de C6H6 – HAc – H2O forman sistemas de una sola fase a
determinados intervalos de concentración y sistemas de dos fases generalmente
concentraciones bajas de ácido acético (3). Los componentes C6H6 – H2O son
inmiscibles originalmente, y el HAc es completamente miscible tanto en C6H6 como en
H2O, y a temperatura constante se obtiene un diagrama de fases semejantes al
mostrado en la Fig. 3.1.
3. Material y Equipo
Ácido acético glacial, benceno puro, agua destilada, soluciones diluidas de hidróxido de
sodio 0,5N, 0,01N y 0,001N; y fenolftaleína. Frascos de vidrio de aproximadamente
125ml con tapón de vidrio esmerilado, bureta de 50ml, embudos de decantación,
pipetas de 5ml y bombilla. Equipo de agitación magnética, soportes y pinzas. Papel
coordenado triangular.
4. Procedimiento Experimental
a. DETERMINACIÓN DE LA CURVA DE SOLUBILIDAD Preparar mezclas de benceno y agua (en cantidades adecuadas), con los siguientes
porcentajes en peso de benceno: 10, 20, 30, 40, 50, 60, 70, 80 y 90 %; en los frascos de
tazón de vidrio esmerilado. Cada mezcla binaria se agita vigorosamente por medio de
la agitación magnética, hasta la aparición de una dispersión turbia y se titula después
con HAc glacial hasta un punto de muy débil turbidez; anotar el gasto de HAc glacial,
seguir titulando hasta la formación de una sola fase nítida y nuevamente anotar el
gasto de HAc; considerar como gasto de HAc el promedio aritmético de estos dos
gastos. En base a este dato, determinar la composición de cada mezcla ternaria (en
porcentaje en peso o fracción molar) para el trazado de la curva de solubilidad.
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b. DETERMINACIÓN DE LAS LÍNEAS DE REPARTO
Preparar mezclas ternarias (en cantidades adecuadas) de benceno, ácido acético y agua, con las siguientes composiciones en volumen.
Adicionar cada mezcla a un embudo de decantación, agitar vigorosamente y dejarlo
reposar para permitir la formación de 2 capas. Separar una cantidad adecuada de cada
capa (dependiendo de la cantidad de mezcla original), pesarla y titularla con solución
diluida de NaOH, usando solución de NaOH de mayor dilución para la capa bencénica;
utilizar como indicador fenolftaleína. Determinar el contenido de HAc en cada capa en
porcentaje en peso o en fracción molar, para su representación en la porción
correspondiente de la curva de solubilidad.
5. Utilización de Datos, Cálculos y Resultados
Tabular los datos detalladamente para facilitar los cálculos. Usar las leyes del triángulo
equilátero para la fijación de los puntos representativos de las composiciones de las
mezclas ternarias, dentro del mismo. Con las composiciones de las mezclas ternarias
de una sola fase (%en peso generalmente), trazar la curva de solubilidad dentro del
triángulo equilátero previamente trazado en papel coordenado triangular.
Representar los porcentajes en peso de HAc de las capas acuosa y bencénica en las
porciones respectivas de la curva de solubilidad y trazar las líneas de reparto uniendo
las parejas de puntos con una línea recta. Estas deben pasar por los puntos
representativos de las composiciones globales de las mezclas ternarias originales.
Determinar el punto crítico para este sistema ternario. Hacer una discusión del
diagrama de equilibrio de fases resultante, aplicando la Regla de las Fases de Gibbs en
cada región del diagrama.
CÁLCULOS
1. Datos de las soluciones Sistema: CHCl3 – CH3COOH – H2O
Tabla 4.1.Propiedades fisicoquímicas de las sustancias a utilizar.
M (g/mol) 𝜌 (g/mL)
A CHCl3 119.4 1.48 B H2O 18.00 0.9897 C CH3COOH (HAc) 60.05 1.049
%Vol
MEZCLA CLOROFORMO AGUA ACIDO ACETICO TOTAL
1 4.5 4.5 1 10
2 4.5 3.5 2 10
3 4.5 2.5 3 10
4 4.5 1.5 4 10
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2. Determinación de la curva de solubilidad
Tabla 4.2. Datos experimentales Volumen de mezclas binarias y HAc.
N° V(ml) ml de HAc gastado al punto de solubilidad A B total
1 0.3 9.7 10 5.0
2 0.4 9.6 10 6.6
3 0.5 9.5 10 7.9
4 1 9 10 10.5
5 2 8 10 11.0
6 3 7 10 11.3
7 4 6 10 11.8
8 5 5 10 12.1
9 6 4 10 10.8
10 7 3 10 10.5
11 8 2 10 7.8
12 9 1 10 7.1
13 9.3 0.7 10 5.3
14 9.5 0.5 10 5.0
15 9.6 0.4 10 4.4
La siguiente tabla se obtiene a partir de los ml de las mezclas binarias (A y B), ml de HAc gastado al punto de solubilidad (C) y las densidades de A, B y C.
Tabla 4.3. Peso en gramos y Porcentaje e peso de las soluciones.
PESO (gramos) % peso
A B C TOTAL %A %B %C %TOTAL
0.4440 9.6001 5.2450 15.2891 2.9 62.8 34.3 100
0.5920 9.5011 6.9234 17.0165 3.5 55.8 40.7 100
0.7400 9.4022 8.2871 18.4293 4.0 51.0 45.0 100
1.4800 8.9073 11.015 21.4023 6.9 41.6 51.5 100
2.9600 7.9176 11.539 22.4166 13.2 35.3 51.5 100
4.4400 6.9279 11.854 23.2219 19.1 29.8 51.0 100
5.9200 5.9382 12.378 24.2362 24.4 24.5 51.1 100
7.4000 4.9485 12.693 25.0415 29.6 19.8 50.7 100
8.8800 3.9588 11.329 24.1678 36.7 16.4 46.9 100
10.360 2.9691 11.015 24.3441 42.6 12.2 45.2 100
11.840 1.9794 8.182 22.0014 53.8 9.0 37.2 100
13.320 0.9897 7.448 21.7577 61.2 4.5 34.2 100
13.764 0.6928 5.560 20.0168 68.8 3.5 27.8 100
14.060 0.4949 5.245 19.7999 71.0 2.5 26.5 100
14.208 0.3959 4.616 19.2199 73.9 2.1 24.0 100
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3. Determinación de las líneas de reparto
Datos experimentales
Preparamos mezclas ternarias de Cloroformo, ácido acético, agua, 10 mL, cada una con las siguientes composiciones de volumen
Tabla 4.4. Volumen de mezclas ternarias.
N° Mezclas ternarias (mL)
A B C TOTAL
L-1 4.5 4.5 1 10
L-2 4.5 3.5 2 10
L-3 4.5 2.5 3 10
L-4 4.5 1.5 4 10
Tabla 4.5. Peso en gramos y porcentaje en peso de las líneas de reparto.
4. Determinando el Peso de HAc en el volumen de capa considerado y el %peso
de HAc en cada capa
Se dedujo que, del siguiente calculo
estequeométrico:
Para hallar el porcentaje en peso de HAc de la capa acuosa en la línea de reparto, se
tomó el siguiente paso:
Para L - 1
PESO (gramos) % peso
A B C TOTAL %A %B %C %TOTAL
6.6600 4.4537 1.0490 12.163 54.8 36.6 8.6 100
6.6600 3.4640 2.0980 12.222 54.5 28.3 17.2 100
6.6600 2.4743 3.1470 12.281 54.2 20.1 25.6 100
6.6600 1.4846 4.1960 12.341 54.0 12.0 34.0 100
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Para hallar el porcentaje en peso de HAc de la capa clorofórmica en la línea de reparto,
se tomó el siguiente paso:
Para L - 1
Para las líneas 2, 3 y 4 realizamos el mismo procedimiento
Tabla 4.6. Porcentaje en peso de HAc en la capa acuosa y clorofórmica.
V(ml) W (g) Gasto NaOH (0.5N)
WHAc(g) %W (HAc)
L-1
CA 3 2.8911 17.3 0.5194 17.9
CC 3 4.0262 2.10 0.0631 1.6
L-2
CA 3 2.9253 33.7 1.0118 34.6
CC 3 4.0236 8.80 0.2642 6.6
L-3
CA 3 3.0399 51.1 1.5343 50.5
CC 3 3.7813 21.4 0.6425 16.9
L-4
CA 2.9 3.0921 59.3 1.7805 57.6
CC 3 3.7167 32.4 0.9728 26.2
6. Conclusiones
Se pudo determinar satisfactoriamente la curva de solubilidad en el sistema
líquido tricomponente. También se pudo determinar sus respectivas líneas de
reparto (L-1, L-2, L-3, L-4). Hallamos también el punto crítico para este sistema
ternario graficando los datos obtenidos de los cálculos experimentales.
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PRÁCTICA N° 5
“DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR DE UN SOLUTO NO-
VOLATIL”
1. Objetivo
Determinar la masa molar de un soluto no – volátil en base a mediciones
experimentales de la elevación del punto de ebullición del solvente en solución de este
soluto, usando el termómetro diferencial Beckman.
2. Fundamento Teórico
En soluciones de solutos no – volátiles, la presencia de soluto aumenta el punto de
ebullición del solvente; este incremento o ascenso ebulloscópico se determina por
la ecuación:
[
] (6.1)
Donde “R” es la constate de los gases, “To” la temperatura normal de ebullición del
solvente puro. “ ” y “ ” el calor molar de vaporización y número de moles de
solvente respectivamente, y “m” la molalidad de la solución. El término entre
corchetes es función de la naturaleza del solvente y se le denomina constante
ebulloscópica del solvente, Ke; y así la ecuación (6.1) se puede escribir en la forma:
(6.2)
La molalidad se da por:
(6.3)
En la que y son la masa y la masa molar del soluto respectivamente, y la
masa del solvente (líquido).
De la combinación de (6.2) y (6.3):
(6.4)
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La ecuación (6.4) es la expresión matemática para la determinación de la masa molar
del soluto “ ”, midiendo experimentalmente la elevación del punto de ebullición del
solvente “ ”, causada por la disolución de gramos soluto en gramos de
solvente.
3. Material y Equipo
Solventes líquidos como benceno, acetona, etc.; soluto que en ese caso fue urea.
Aparato para ascenso ebulloscópico de Cottrell–Chopin con cámara de ebullición y
otros accesorios; refrigerante, termómetro diferencial Beckman, lupa, micromechero,
rejilla y gas propano; podría usarse como equipo y medio de calentamiento lámpara de
rayos infrarrojos y manta de calentamiento que funciona con electricidad. Prensa para
comprimidos, soportes, pinzas, etc.
4. Procedimiento Experimental
Calibrar el termómetro Beckman de tal manera que el nivel de hg se sitúe
aproximadamente en la mitad inferior de la escala del termómetro a ebullición normal
del solvente puro. Las cantidades de solvente y soluto se fijan de tal forma que se
obtenga una solución diluida. Para el presente experimento se eligen como solvente y
soluto urea y paranitrotolueno (p-nitrotolueno), respectivamente. a la cámara de
ebullición conteniendo previamente trocitos de porcelana porosa para regular la
ebullición, se vierten 25 ml de urea; se conecta el termómetro Beckman al aparato de
cottrell-chopin, se provee de una refrigeración adecuada con agua al sistema, y se le
suministra calentamiento a la cámara de ebullición con llama de micromechero en otro
dispositivo. Proceder ahora a la toma de lecturas de nivel de hg en la escala del
termómetro cada 30 segundos (mínimo 4), cuando la ebullición es suave, la cual se
obtiene por percolación regular del líquido sobre el bulbo del termómetro. Interrumpir
el calentamiento, separar momentáneamente el termómetro Beckman, e introducir en
la cámara de ebullición 0.30 gr de p-nitrotolueno; suministrar nuevamente el
calentamiento y anotar las lecturas del punto de ebullición de la solución en forma
análoga a las del solvente puro.
Las fluctuaciones de temperatura que pudieran producirse podrían deberse a pérdidas
de vapor de disolvente o cuando el bulbo no está bien cubierto por porciones del
percolador. Se deben controlar la presión barométrica y la temperatura ambiente; el
punto de ebullición es sensible a las variaciones de la presión atmosférica si la
determinación se efectúa por un periodo largo de tiempo. Algunos solutos se asocian
en urea a moléculas dobles.
5. Utilización de datos, cálculos y resultados
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Tabular los datos detalladamente. remplazar los valores de las masas de solvente y
soluto, valor promedio y corregido del ascenso ebulloscópico del solvente proveniente
de la medición experimental, y el valor de la constante ebulloscópico corregida, en la
ecuación (6.4); para determinar la masa molar de soluto m2. Comparar este resultado
con el valor dado en la bibliografía, calculando el porcentaje de error. La corrección de
la constante ebulloscópico del solvente puede hacerse según los datos que se indican
(3).
CÁLCULOS
1. Datos considerados en la práctica.
Tabla 1.1. Datos considerados para el solvente y soluto.
Sustancia (g/mol) Ke (°C)
SOLVENTE Agua (H2O) 18.01 0.52
SOLUTO Urea (CH4N2O) 60.06 -
2. Determinación de la densidad del H2O a temperatura ambiente.
Tambiente (°C) = 27°C
(Datos de temperatura del H2O a 25°C y 30°C en tablas)
25 → 0.9970 28 → X 30 → 0.9956
Por lo tanto la densidad del agua a 27 °C es 0.99644 g/mL ( )
3. Determinando el ascenso ebulloscópico teórico por la fórmula (6.2).
Calculando masa teórica del solvente (Agua).
Si:
𝜌
𝜌 (
)
(
)
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Calculando la molalidad de la solución con la ecuación (6.3)
Calculando ascenso ebulloscópico teórico
Si la constante ebulloscópica del agua es Ke = 0.52
4. Determinando experimentalmente el ascenso ebulloscópico
Para el solvente:
Para el soluto:
Por tablas sabemos que:
Entonces la masa molar teórica de la urea es
La masa molar experimental será:
Por lo que observamos, existe un error:
5. Conclusión.-
Obtuvimos la masa molar de un soluto no – volátil (urea) con un margen de error del
valor teórico de 4.26 %, esto quiere decir que, es muy aceptable el valor y se obtuvo
una buena toma de datos.
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PRÁCTICA N° 6
“CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA”
1. Objetivo
Medir la conductividad eléctrica de soluciones electrolíticas acuosas, determinando la
constante de la celda utilizada. Se consideran para el estudio electrolitos fuertes y
débiles.
2. Fundamento Teórico
Cuando se pasa corriente eléctrica a través de una solución electrolítica, la
carga eléctrica es transportada por el movimiento de aniones y cationes. Si la solución
de electrolito se coloca dentro de una celda conteniendo dos electrodos paralelos de
área “A” cada uno, separados una distancia “ ”, y se encuentra que la resistencia total
en la celda es “R”, la conductividad o conductancia de la solución electrolítica se
expresa en la forma:
(6.1)
Cada solución electrolítica posee una conductividad específica, Ks, la cual se
define:
(6.2)
Siendo “𝜌” la resistencia específica o resistividad de la solución, y se da por:
𝜌
(6.3)
De donde:
(6.3’)
En la que:
(6.4)
“K” es la constante de la celda, y como lo muestra la ecuación (4) depende de la
geometría de la misma.
De la combinación de (6.2), (6.3) y (6.4):
(6.5)
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Y de (6.1) y (6.5):
(6.6)
De (6.5):
(6.7)
La ecuación (6.7) permite la determinación de la constante de la celda en término de la
conductividad específica y resistencia de la solución.
Por otro lado, se define como conductividad equivalente, Ʌ:
(6.8)
Donde C es la concentración del electrolito en equivalente/Litro de solución.
Midiendo la resistencia de una solución electrolítica cuya conductividad
específica sea conocida, se puede determinar la constante de la celda usando la
ecuación (6.5). Midiendo experimentalmente después en la misma celda la resistencia
de otra y otras soluciones electrolíticas, se pueden calcular sus conductividades
específicas aplicando la misma ecuación (6.5) y sus respectivas conductividades
equivalentes a través de la ecuación (6.8).
Fig. 6.1. Circuito de Puente Wheatstone
La resistencia se mide colocando a la celda en un brazo de circuito de puente
usando corriente alterna CA (2) o directa CD (6) este circuito va conectado a un
generador de bajo voltaje (caso CA 1000 ciclos/s) y a un dispositivo detector tal como
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un galvanómetro; como se muestra en la Fig. 6.1. El propósito de usar corriente alterna
es evitar polarización de los electrodos en la celda de conductividad, lo cual podría
conducir a reacción en los electrodos (1), la celda es de vidrio con electrodos de platino
sellados.
El generador suministra una corriente de intensidad , la cual se bifurca en A en
las intensidades . La corriente de intensidad pasa a través de las resistencias
(solución electrolítica) y la de intensidad pasa a través de las resistencias
. Se miden en el puente wheatstone. Cuando no pasa corriente por
el detector, el potencial en el punto B es igual al potencial en el punto D, en estas
condiciones se puede escribir:
(6.9)
(6.10)
Combinando las ecuaciones (6.9) y (6.10) se obtiene:
(6.11)
La ecuación (11) permite el cálculo de las resistencias de la solución electrolítica bajo la
siguiente situación en el puente Wheatstone: razón de ( y un valor de que
corresponde a un paso nulo de corriente a través del detector.
3. Material y Equipo
Soluciones acuosas de NaCl 0.01 N ó 0.02 N de conductividad específica conocida (para
solución de NaCl 0.01 N, Ks = 0.00140877 ohm-1 cm-1 a 25°C); soluciones acuosas de
ácido acético 0.1 N ó 0.05 N para determinar su conductividad equivalente; celda de
conductividad con electrodos de platino (Pt), solución saturada de PtCl3; baño de
temperatura constante. Puente Wheatstone de resistencia variable o puente universal
de Wayne-Kros; generador de corriente de bajo voltaje de aproximadamente 15
voltios, de CA o CD; Conductímetro InoLab WTW; cables de conexión, soportes, pinzas,
etc.
4. Procedimiento Experimental
Cualquier forma que sea la celda utilizada, se debe recubrir los electrodos con
negro de platino, para eliminar algunos efectos de electrólisis. Se prepara la solución
para platinado, mezclando 3 gr de PtCl3 con 100ml de H2O. Se somete a los electrodos
a un recubrimiento homogéneo con negro de Pt, sumergiéndolos en la solución de Pt y
usando CD de bajo voltaje de tal manera que sólo se produzca un lento
desprendimiento de gases (intercambiando las conexiones de los electrodos, cada
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minuto o más, a la fuente de CD). Se lava cuidadosamente la celda y los electrodos con
agua de conductividad (agua bidestilada con algunas gotas de K2Cr2O7) si no se dispone
de agua de conductividad bidestilada en columna de intercambio iónico, hervir agua
destilada para eliminar gases de CO2 disueltos y guardarla cuando está caliente en un
frasco con tapa. Usar esta agua para preparar las soluciones de NaCl 0.01N y 0.02N, y
las soluciones de HAc 0.1N o 0.05N.
Enjuagar la celda y electrodos varias veces con pequeñas porciones de solución
examen. Llenas la celda con una cantidad adecuada de dicha solución, introduciéndola
en un baño de temperatura constante y conectándola al puente Wheatstone y demás
accesorios según circuito establecido. Proceder a la medición de la resistencia de la
solución electrolítica usando inicialmente la solución de NaCl 0.01N (ó 0.02N,
Ks=0.00276 ohm-1cm-1).
Después de seguir las instrucciones de lavado antedichas, proceder a la
medición de la resistencia de otras soluciones electrolíticas (HAc 0.05N, etc.) para
determinar la conductividad equivalente Ʌ.
El valor de la conductividad es muy sensible a los cambios de temperatura, por
lo que la temperatura del baño debe variar dentro de .
Se obtienen resultados precisos cuando se usa una celda con electrodos
bastante próximos y un generador de CA, pero esto introduce un número de
problemas ya que entre otros aspectos es necesario considerar y balancear reactantes
en el circuito así como las resistencias. Sin embargo con el puente de Wheatstone y
galvanómetro los resultados son satisfactorios con generador de CD.
5. Utilización de datos, cálculos y resultados
Tabular los datos detalladamente. Usando la ecuación respectiva (6.7), calcular
la constante “K” de la celda a partir de la resistencia medida “R” y datos de
conductividad específica “Ks” de la solución de KCl 0.01 ó 0.02 N.
Determinar la conductividad equivalente de la solución de ácido acético 0.05 N, con el
valor de la constante de la celda y datos de conductividad específica de esta solución
aplicando la ecuación (6.8). Discutir los resultados comparándolos con los valores
dados en la bibliografía a las mismas condiciones.
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CÁLCULOS
1. Datos Experimentales
Tabla 6.1. Datos experimentales para el Cloruro de Sodio (NaCl)
Experimento Concentración
NaCl (N) Ks (mS/cm) T (°C)
1 0.05 0.516 27.7
2 0.1 2.130 27.7
3 0.2 17.60 27.6
4 0.4 37.20 27.2
5 0.6 54.10 27.0
6 1.0 87.3 26.7
Tabla 6.2. Datos experimentales para el Ácido Acético (HAc)
Experimento Concentración
HAc (N) Ks (𝜇S/cm) T (°C)
1 0.05 354 27.2
2 0.1 486 27.2
3 0.2 684 27.2
4 0.4 951 27.2
5 0.6 1127 27.3
6 1.0 1434 27.3
2. Cálculo de la conductividad equivalente con la ecuación (6.8)
Conductividad equivalente para NaCl
Para 0.05
Para 0.1
Para 0.2
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Para 0.4
Para 0.6
Para 1.0
Tabla 6.3. Resultados del cálculo de la Conductividad Equivalente del NaCl
Experimento Concentración
NaCl (N)
Ks
(mS/cm) Ks (S/cm)
Conductividad
equivalente
( )
1 0.05 0.516 0.000516 10.320
2 0.1 2.13 0.002130 21.300
3 0.2 17.6 0.017600 88.000
4 0.4 37.2 0.037200 93.000
5 0.6 54.1 0.054100 90.167
6 1 87.3 0.087300 87.300
De datos obtenidos anteriormente se puede observar que la conductividad no
disminuye conforme aumenta la concentración por ello para el ajuste de la recta sólo
tomaremos los 3 últimos datos.
Tabla 6.4 Datos de la gráfica raíz cuadrada de la concentración y la conductividad
equivalente
Concentración NaCl
(N)
Raíz cuadrada de la
concentración (√ )
Conductividad
equivalente ( )
0.4 0.632 93.000
0.6 0.775 90.167
1 1.000 87.300
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Gráfica 6.1 raíz cuadrada de la concentración y la conductividad equivalente
Aplicando método de los mínimos cuadrados para el ajuste de la curva
x (√ ) y ( ) x2 x*y
0.632 93.000 0.399424 58.7760
0.775 90.167 0.600625 69.8794
1.000 87.300 1 87.3000
Sumatorias
2.407 270.467 2.000049 215.9554
Para la ecuación de la recta:
∑ ∑ ∑
∑ ∑
∑ ∑ ∑ ∑
∑ ∑
√
y = -15.244x + 102.39 R² = 0.9846
86
87
88
89
90
91
92
93
94
0.6 0.7 0.8 0.9 1 1.1
Raí
z cu
adra
da
de
la c
on
cen
trac
ión
(√𝐶
)
Conductividad equivalente (Ʌ)
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Por lo tanto tenemos
√
El valor de la conductividad equivalente en disolución infinita
Conductividad equivalente para HAc
Para 0.05
Para 0.1
Para 0.2
Para 0.4
Para 0.6
Para 1.0
Tabla 6.5. Resultados del cálculo de la Conductividad Equivalente del HAc
Experimento Concentración
HAc (N)
Ks
(𝜇S/cm) Ks (S/cm)
Conductividad
equivalente
( )
1 0.05 354 0.000354 7.080
2 0.1 486 0.000486 4.860
3 0.2 684 0.000684 3.420
4 0.4 951 0.000951 2.378
5 0.6 1127 0.001127 1.878
6 1 1434 0.001434 1.434
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Tabla 6.6 Datos de la gráfica raíz cuadrada de la concentración y la conductividad
equivalente del HAc
Concentración HAc
(N)
Raíz cuadrada de
la concentración
(√ )
Conductividad
equivalente ( )
0.05 0.2236 7.080
0.1 0.3163 4.860
0.2 0.4472 3.420
0.4 0.6325 2.378
0.6 0.7746 1.878
1 1.0000 1.434
Gráfica6.2 Raíz cuadrada de la concentración y la conductividad equivalente del HAc
0.0
1.0
2.0
3.0
4.0
5.0
6.0
7.0
8.0
0.0 0.2 0.4 0.6 0.8 1.0 1.2
Co
nd
uct
ivid
ad e
qu
ival
en
te (
Ʌ)
Raíz cuadrada de la concentración (√𝐶)
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Calculando el porcentaje de error
Según la bibliografía la conductividad equivalente en disolución infinita del NaCl es
126.45
| |
6. Conclusiones
Se hallaron las curvas correspondientes para el ácido acético y el cloruro
de sodio. Por otro lado se pudo hallar el valor de la conductividad
equivalente de la solución de NaCl el cual según el cálculo del
porcentaje de error el valor experimental es menor al del valor teórico,
consideramos que pudo haber sido por el manejo inadecuado de los
equipos utilizados.
Debido al manejo inadecuado tanto del equipo como en la preparación
de las soluciones, al medir la conductividad equivalente de las tres
primeras muestra (0.05, 0.1 y 0,2N) del NaCl los valores no coincidían
con los de las otras tres (0.4, 0.6, 1.0 N) por ello con la finalidad de
obtener los resultados esperados se optó trabajar con las 3 últimas.
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PRÁCTICA N° 7
“NÚMERO DE TRANSFERENCIA DE UN ION POR EL MÉTODO DEL
LÍMITE MÓVIL”
1. Objetivo
Determinar el Número de Transferencia o fracción de corriente transportada por una
especie iónica, en base al desplazamiento de la interface entre dos soluciones
electrolíticas en un ion común, cuando se pasa corriente eléctrica a través de ellas. Se
usan para el estudio las soluciones acuosas de HCl 0,1N (o 0,2N) (conductora) y de
CdCl2 (indicadora).
2. Fundamento Teórico
El método de límite móvil consiste en mezclar en un tubo capilar graduado dos
soluciones electrolíticas conteniendo un ion común que generalmente es el anión.
Al pasar corriente eléctrica (C.D.) a través de éstas se genera una interface
(límite) móvil, la cual es observable si se adiciona previamente un indicador a la mezcla
antedicha; ya que de ser así se establece una diferencia de color entre ambas
soluciones separadas por el límite. Al tubo capilar se le acoplan dos electrodos uno en
cada extremo, lo que se conectan a un generador de corriente continua. El paso de la
corriente eléctrica origina una diferencia de potencial entre ambos electrodos,
produciéndose la migración de cationes al cátodo y de aniones al ánodo..
Designando por AX y BX a los electrolitos de las soluciones conductora e
indicadora respectivamente, se puede escribir:
En el límite los iones positivos de las dos soluciones se mueven en el mismo
sentido, y por lo tanto también se mueve el límite. La velocidad del catión de la
solución principal es mayor que la velocidad del catión de la solución indicadora
, y el límite adquiere la velocidad del catión más veloz.
Si “Q” es la cantidad de electricidad pasada a través de las soluciones y “V” el
volumen originado por el desplazamiento del límite entre 2 posiciones a y b, en el
tiempo “t” el número total de equivalentes de iones será: involucrados en el
transporte de electricidad en el volumen “V” está dado por:
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(7.1)
Donde es el número de transferencia del ion y F la carga de un equivalente.
Por otro lado, el número total de equivalentes de iones en el volumen “V”
se expresa en la forma:
(7.2)
En la que es la concentración de iones en equivalentes por unidad de volumen
de solución.
De la combinación de las ecuaciones (7.1) y (7.2):
(7.3)
Además, (7.4)
Donde es la intensidad de la corriente utilizada y el tiempo de suministro de la
misma. Relacionando las ecuaciones (7.3) y (7.4) se obtiene:
(7.5)
La cual se transforma a:
(7.6)
Si se da en equivalentes de iones de solución, V en , F en coulombios
(F=1 faradio=96490 coulombios), en amperios y t en segundos. La ecuación (7.6)
permite determinar el número de transferencia del ion positivo de la solución
principal, midiendo experimentalmente el volumen generado por el desplazamiento
del límite V, la intensidad de corriente , y el tiempo de suministro de corriente t.
El producto se determina por integración gráfica.
La experiencia requiere de las siguientes precauciones:
1. La movilidad del ion debe ser mayor que la del ion .
2. La conductancia de la solución conductora debe ser ligeramente mayor que la
conductancia de la solución indicadora.
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3. Se deben evitar altas intensidades de corriente, ya que pueden causar
calentamiento, dilatación y convección apreciables del líquido.
4. Mientras el límite se mueve debe cumplirse:
3. Material y equipo
Tubo capilar Graduado de vidrio (0.00513 cm3/división) con electrodo de Ag, AgCl
(cátodo) preparado previamente y electrodo de Cd (ánodo) .Soluciones acuosas de HCl
0.1 o 0.2 N actuando como conductora, y de CdCl2 actuando como indicadora
(preparada simultáneamente al transcurso del experimento); solución saturada de KCl
e indicador, generador de corriente continua (40 voltios).Cables de conexión y equipo
de sujeción como soportes, pinzas, etc.
4. Procedimiento Experimental
Se prepara previamente el electrodo de Ag, AgCl, por electrolisis, introduciendo
dos electrodos de Ag completamente limpios y conectados a un generador de CC. de
bajo voltaje, dentro de una solución saturada de KCl o solución de HCl. La electrolisis se
efectúa hasta que el ánodo adquiera una coloración violeta, siendo éste el electrodo
clorurado. Se lava el tubo capilar graduado con solución de HCl 0,1N conteniendo
algunas gotas de violeta de metilo, con el equipo de sujeción adecuado se le fija una
posición vertical, en el extremo inferior del tubo se le inserta el ánodo de Cd, y se le
llena después con una cantidad adecuada de HCl 0,1N en el extremo superior se le
acopla el cátodo de Ag-AgCl. Ambos electrodos se conectan a los polos respectivos de
la fuente CC, de acuerdo a un circuito establecido con el equipo complementario
(miliamperio, reóstato, etc.) de tal manera que la intensidad de la corriente aplicada a
la mezcla de las soluciones electrolíticas sea menor que 4mA.
Al paso de la corriente, se disolverá el ánodo por migración de cationes al
cátodo y de aniones al ánodo, y la superficie límite entre las soluciones de HCl y de
CdCl2 (este último formado por el paso de la corriente) ascenderá a lo largo del tubo,
haciéndose perceptible por la diferencia de color de la soluciones. Se procede después
al control de la intensidad de corriente y volumen originado por el desplazamiento del
límite cada minuto; controlando también la temperatura y presión ambientes, antes y
después del experimento. Mientras dure el experimento aumentará la resistencia del
electrolito. Si se trata de mantener constante la intensidad de corriente, se debe
aumentar continuamente el voltaje.
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5. Utilización de Datos, Cálculos y Resultados
Tabular los datos de todas las variables medidas .Determinar el producto I*t =Q por
integración gráfica. Con los valores de Q y V determinados, calcular el número de
transferencia del ion H+ aplicando la ecuación (7.6) hacer una discusión de este
resultado comparándola con el valor obtenido de alguna fuente bibliográfica a la
misma temperatura.
CÁLCULOS
1. Datos considerados en la práctica.
Tabla 7.1. Datos considerados para la solución principal e indicadora.
Solución acuosa Volumen originado por el desplazamiento de límite
PRINCIPAL HCl 0.1 0.115452 cm3
INDICADORA CdCl2 -
2. Reporte de datos de las mediciones de tiempo e intensidad.
Para intervalo de tiempo de 10 minutos seleccionamos por reportar las mejores
mediciones de tiempo versus intensidad las que se muestran a continuación.
Tabla 7.2. Datos experimentales de la intensidad y tiempo.
Experimento Tiempo
(minutos)
Intensidad
(mA)
1 0 2.50
2 1 2.45
3 2 2.40
4 3 2.35
5 4 2.30
6 5 2.25
7 6 2.20
8 7 2.15
9 8 2.10
10 9 2.05
11 10 2.00
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3. Determinando por integración gráfica el producto It=Q
Para determinar por integración gráfica la cantidad de electricidad total (Q),
consideramos los siguientes cálculos.
∫
∫
∑
∑
Hallamos la intensidad de corriente (I), reemplazando datos de la gráfica en la
siguiente fórmula:
1.8
1.9
2
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
0 2 4 6 8 10 12 14 16
Inte
nsi
dad
(m
A)
Tiempo (minutos)
Gráfica 7.1 Intensidad Vs Tiempo
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Tiempo (segundos)
Intensidad (mA)
0 0.00250
60 0.00245 0.002475 60 0.1485
120 0.00240 0.002425 60 0.1455
180 0.00235 0.002375 60 0.1425
240 0.00230 0.002325 60 0.1395
300 0.00225 0.002275 60 0.1365
360 0.00220 0.002225 60 0.1335
420 0.00215 0.002175 60 0.1305
480 0.00210 0.002125 60 0.1275
540 0.00205 0.002075 60 0.1245
600 0.0020 0.002025 60 0.1215
∑ 1.35
De los cálculos obtenidos anteriormente tenemos
∑
Teniendo en cuenta que volumen generado por el desplazamiento del límite fue 0.115452 cm3 y 1F = 96490C. Calculamos el número de transferencias usando la fórmula (7.6):
Según la Tabla 11-2. Número de transferencia teórico del libro de Maron y Prutton
para el HCl (solución principal).
De la tabla observamos que a 25°C la concentración del HCl es 0.831
Calculamos el porcentaje de error
| |
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PRÁCTICA N° 8
“CÍNETICA DE REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN DEL PERÓXIDO
DE HIDRÓGENO”
1. Objetivo
Determinar los parámetros: orden de la reacción, las constantes de velocidad de
reacción y por último la energía de activación en la descomposición del
peróxido de hidrógeno (H2O2).
2. Fundamento Teórico
De acuerdo a nuestros conocimientos de cinética llevada en los cursos de química
general, sabemos que:
La cinética de una descomposición se rige por medio de una ecuación, donde en dicha
ecuación intervienen conceptos de velocidad, concentración, tiempo, etc.
(
)
(8.1)
Donde:
-
- (
) A
-
-
Gráfica 8.1. Concentración del H2O2 (mol.L-1) versus tiempo (min)
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Si la ecuación (8.1) le aplicamos logaritmo natural a cada extremo, nos queda:
(
) (8.2)
La ecuación (2) representa una recta
Donde: Su pendiente será igual a “n” y a una temperatura específica “ ” donde para
dicha temperatura hallaremos una constante “ ”.
Aquí también abarca términos de energía, que en éste caso será: energía de activación.
Cada punto en la
gráfica
representa: (
)
(
)
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Sabemos que energía de activación es la energía que necesitan los reactivos para
convertirse en productos. Y se mide desde el punto de inflexión del complejo activado
hasta el nivel gráfico de los reactivos.
La energía de activación se determina por la siguiente ecuación:
(
)
(
) (8.3)
Donde, (8.3) es la ecuación de Arrhenius, que usaremos para encontrar la energía de
activación ( ).
De la reacción del obtenemos la siguiente ecuación química:
⇔
En esta reacción vemos como 1 mol de es igual a medio mol de , entonces
multiplicamos por dos los moles encontrados de para hallar los moles de . Los
moles de oxigeno lo hallaremos en el experimento y usaremos la ecuación de presión
parcial:
(8.4)
Despejando la ecuación (8.4) para hallar :
(8.5)
Luego, (8.6)
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3. Material y equipo
Peróxido de hidrogeno, agua, termostato, recipiente de vidrio, pinzas, soporte,
termómetro, etc.
Fig.8.1 Esquema del equipo a utilizar en el experimento
4. Cálculos y Resultados
1. Datos considerados en la práctica.
Tabla 8.1. Datos iniciales para el peróxido de hidrógeno y el ácido clorhídrico.
Solución Volumen
considerado (mL)
Normalidad
(N)
Número de
moles iniciales
H2O2 45 - 0.03969
HCl
(catalizador) 15 2.4 0.036
Mezcla 60 - -
Este experimento lo dividimos en dos partes:
PRIMERA PARTE
Se realizó a T = 27°C
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Tabla 8.2. Datos experimentales para la primera parte del experimento
N° Tiempo
(s)
Volumen en la bureta de gases
(mL)
T° bureta de gases (°C)
T° tubo de reacción (°C)
T° PROMEDIO
(°C)
T° PROMEDIO (K)
1 0 17 28 27 27.5 300.5
2 30 17.2 28 27 27.5 300.5
3 60 17.8 28 27 27.5 300.5
4 90 18.6 28 27 27.5 300.5
5 120 20.2 28 27 27.5 300.5
6 150 21.4 28 27 27.5 300.5
7 180 22.8 28 27 27.5 300.5
8 210 23.6 28 27 27.5 300.5
9 240 25.2 28 27 27.5 300.5
10 270 26 28 27 27.5 300.5
11 300 28 28 27 27.5 300.5
12 330 29 28 27 27.5 300.5
13 360 30 28 27 27.5 300.5
14 390 31.8 28 27 27.5 300.5
15 420 33.8 28 27 27.5 300.5
16 450 35.2 28 27 27.5 300.5
17 480 36.8 28 27 27.5 300.5
18 510 37.4 28 27 27.5 300.5
19 540 39.6 28 27 27.5 300.5
20 570 41 28 27 27.5 300.5
21 600 42.2 28 27 27.5 300.5
22 630 43.4 28 27 27.5 300.5
23 660 44.4 28.5 27 27.75 300.75
24 690 46 28.5 27 27.75 300.75
25 720 47.4 28.5 27 27.75 300.75
26 750 48.8 28.5 27 27.75 300.75
27 780 50.2 28.5 27 27.75 300.75
28 810 51.2 28.5 27 27.75 300.75
29 840 52.6 28.5 27 27.75 300.75
30 870 55.2 28.5 27 27.75 300.75
31 900 55.8 28.5 27 27.75 300.75
32 930 57.2 28.8 27 27.9 300.9
33 960 58.4 28.8 27 27.9 300.9
34 990 59 28.8 27 27.9 300.9
35 1020 60 28.9 27 27.95 300.95
36 1050 60.8 28.9 27 27.95 300.95
37 1080 61.6 28.9 27 27.95 300.95
38 1110 61.8 28.9 27 27.95 300.95
39 1140 62 28.9 27 27.95 300.95
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2. Hallando el número de moles para O2 y H2O2 con las ecuaciones (8.5) y (8.6)
Para aplicar la ecuación (8.5) se requiere de la presión de vapor de agua a
diferentes temperaturas
Para la presión de vapor de agua a 27.5 °C, interpolamos
Sabemos que
Si
Determinamos reemplazando datos en la ecuación (8.5)
Consideramos R=62320 mmHg.mL/atm.L y el volumen la diferencia entre ; en el
tiempo que corresponde.
Cuando t = 30 s
Luego,
Aplicamos los mismos cálculos para los demás datos y obtenemos la siguiente tabla
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N° Tiempo
(s)
Volumen en la bureta de gases (mL)
1 0 17 0 0 0.03969 0.03969
2 30 17.2 0.20 731.678 7.8141E-06 0.039674
3 60 17.8 0.60 731.678 2.3442E-05 0.039627
4 90 18.6 0.80 731.678 3.1256E-05 0.039565
5 120 20.2 1.60 731.678 6.2513E-05 0.039440
6 150 21.4 1.20 731.678 4.6885E-05 0.039346
7 180 22.8 1.40 731.678 5.4699E-05 0.039237
8 210 23.6 0.80 731.678 3.1256E-05 0.039174
9 240 25.2 1.60 731.678 6.2513E-05 0.039049
10 270 26 0.80 731.678 3.1256E-05 0.038987
11 300 28 2.00 731.678 7.8141E-05 0.038830
12 330 29 1.00 731.678 3.9070E-05 0.038752
13 360 30 1.00 731.678 3.9070E-05 0.038674
14 390 31.8 1.80 731.678 7.0327E-05 0.038534
15 420 33.8 2.00 731.678 7.8141E-05 0.038377
16 450 35.2 1.40 731.678 5.4699E-05 0.038268
17 480 36.8 1.60 731.678 6.2513E-05 0.038143
18 510 37.4 0.60 731.678 2.3442E-05 0.038096
19 540 39.6 2.20 731.678 8.5955E-05 0.037924
20 570 41 1.40 731.678 5.4699E-05 0.037815
21 600 42.2 1.20 731.678 4.6885E-05 0.037721
22 630 43.4 1.20 731.678 4.6885E-05 0.037627
23 660 44.4 1.00 731.254 3.9015E-05 0.037549
24 690 46 1.60 731.254 6.2424E-05 0.037424
25 720 47.4 1.40 731.254 5.4621E-05 0.037315
26 750 48.8 1.40 731.254 5.4621E-05 0.037206
27 780 50.2 1.40 731.254 5.4621E-05 0.037096
28 810 51.2 1.00 731.254 3.9015E-05 0.037018
29 840 52.6 1.40 731.254 5.4621E-05 0.036909
30 870 55.2 2.60 731.254 1.0144E-04 0.036706
31 900 55.8 0.60 731.254 2.3409E-05 0.036660
32 930 57.2 1.40 731.012 5.4576E-05 0.036550
33 960 58.4 1.20 731.012 4.6780E-05 0.036457
34 990 59 0.60 731.012 2.3390E-05 0.036410
35 1020 60 1.00 730.932 3.8972E-05 0.036332
36 1050 60.8 0.80 730.932 3.1178E-05 0.036270
37 1080 61.6 0.80 730.932 3.1178E-05 0.036207
38 1110 61.8 0.20 730.932 7.7944E-06 0.036192
39 1140 62 0.20 730.932 7.7944E-06 0.036176
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De la tabla anterior tomamos algunos datos para Graficar CA versus t y hallamos las
derivadas en cada punto (
)
Tabla 8.3. Datos para la gráfica concentración A y tiempo t
N° Tiempo (s)
Tiempo (min)
CA
1 0 0.0
2 30 0.5
3 60 1.0
4 90 1.5
5 120 2.0
6 150 2.5
7 180 3.0
8 210 3.5
9 240 4.0
10 270 4.5
11 300 5.0
Ver Gráfica 8.1.
Tabla 8.4. Resultado de las derivadas en cada punto
N° Tiempo
(s) CA log CA (
) Log(
)
1 0 0.6201 -0.2075
2 30 0.6183 -0.2088
3 60 0.6170 -0.2097
4 90 0.6152 -0.2110
5 120 0.6118 -0.2134
6 150 0.6110 -0.2140
7 180 0.6092 -0.2152
8 210 0.6076 -0.2164
9 240 0.6068 -0.2170
10 270 0.6055 -0.2179
11 300 0.6045 -0.2186
12 330 0.6035 -0.2193
13 360 0.6032 -0.2195
14 390 0.6029 -0.2198
Con las derivadas y su logaritmo, realizamos la gráfica donde hallaremos la
constante de velocidad de reacción.
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SEGUNDA PARTE
Se realizó a T = 35°C
Tabla 8.5. Datos experimentales para la segunda parte del experimento.
N° Tiempo
(s)
Volumen en la
bureta de
gases (mL)
T° bureta
de gases
(°C)
T° tubo de
reacción
(°C)
T° PROMEDIO
(°C) T° PROMEDIO (K)
1 0 14.4 29 35.8 32.4 305.4
2 30 14.6 29 35.8 32.4 305.4
3 60 18.1 29 35.5 32.25 305.25
4 90 22.4 29 35.5 32.25 305.25
5 120 24.6 28.8 35.2 32 305
6 150 27.8 28.8 35.2 32 305
7 180 32 28.8 35.2 32 305
8 210 35.8 28.7 35.1 31.9 304.9
9 240 40 28.7 35.1 31.9 304.9
10 270 43.6 28.7 35.1 31.9 304.9
11 300 48.4 28.7 35.1 31.9 304.9
12 330 55 28.5 35.1 31.8 304.8
13 360 57.2 28.5 35.1 31.8 304.8
14 390 59 28.5 35 31.75 304.75
15 420 63.8 28.5 35 31.75 304.75
16 450 70 28.5 35 31.75 304.75
17 480 72.4 28.5 35 31.75 304.75
18 510 76.2 28.5 35 31.75 304.75
19 540 77.6 28.5 34.9 31.7 304.7
20 570 81.2 28.5 34.9 31.7 304.7
21 600 83.2 28.5 34.9 31.7 304.7
22 630 85.4 28.5 34.9 31.7 304.7
23 660 87 28.5 34.9 31.7 304.7
24 690 87 28.5 34.9 31.7 304.7
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Aplicamos los mismos cálculos que para la parte 1 y obtenemos la siguiente tabla
N° Tiempo (s)
Volumen en la bureta de gases (mL)
1 0 14.4 0 722.71 0.03969 0.03969
2 30 14.6 0.20 722.71 7.5945E-06 3.9675E-02
3 60 18.1 3.50 723.26 1.3307E-04 3.9409E-02
4 90 22.4 4.30 723.26 1.6349E-04 3.9082E-02
5 120 24.6 2.20 723.54 8.3745E-05 3.8914E-02
6 150 27.8 3.20 723.54 1.2181E-04 3.8671E-02
7 180 32 4.20 723.54 1.5988E-04 3.8351E-02
8 210 35.8 3.80 723.73 1.4474E-04 3.8061E-02
9 240 40 4.20 723.73 1.5997E-04 3.7741E-02
10 270 43.6 3.60 723.73 1.3712E-04 3.7467E-02
11 300 48.4 4.80 723.73 1.8282E-04 3.7102E-02
12 330 55 6.60 723.93 2.5153E-04 3.6598E-02
13 360 57.2 2.20 723.93 8.3845E-05 3.6431E-02
14 390 59 1.80 724.03 6.8621E-05 3.6294E-02
15 420 63.8 4.80 724.03 1.8299E-04 3.5928E-02
16 450 70 6.20 724.03 2.3636E-04 3.5455E-02
17 480 72.4 2.40 724.03 9.1495E-05 3.5272E-02
18 510 76.2 3.80 724.03 1.4487E-04 3.4982E-02
19 540 77.6 1.40 724.13 5.3388E-05 3.4875E-02
20 570 81.2 3.60 724.13 1.3728E-04 3.4601E-02
21 600 83.2 2.00 724.13 7.6269E-05 3.4448E-02
22 630 85.4 2.20 724.13 8.3896E-05 3.4280E-02
23 660 87 1.60 724.13 6.1015E-05 3.4158E-02
24 690 87 0.00 724.13 0.0000E+00 3.4158E-02
De la tabla anterior tomamos algunos datos para Graficar CA versus t y hallamos las
derivadas en cada punto (
)
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Tabla 8.6. Datos para la gráfica concentración A y tiempo t
N° Tiempo (s)
Tiempo (min)
CA
1 0 0.0
2 30 0.5
3 60 1.0
4 90 1.5
5 120 2.0
6 150 2.5
7 180 3.0
8 210 3.5
9 240 4.0
10 270 4.5
11 300 5.0
Ver Gráfica 8.3.
Tabla 8.7. Resultado de las derivadas en cada punto
N° Tiempo (s)
CA log CA (
) Log(
)
1 0 0.6201 -0.2075
2 30 0.6183 -0.2088
3 60 0.6170 -0.2097
4 90 0.6152 -0.2110
5 120 0.6118 -0.2134
6 150 0.6110 -0.2140
7 180 0.6092 -0.2152
8 210 0.6076 -0.2164
9 240 0.6068 -0.2170
10 270 0.6055 -0.2179
11 300 0.6045 -0.2186
12 330 0.6035 -0.2193
13 360 0.6032 -0.2195
14 390 0.6029 -0.2198
Con las derivadas y su logaritmo, realizamos la gráfica donde hallaremos la
constante de velocidad de reacción.
Ver Gráfica 8.4.
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La gráfica da una ecuación de una línea recta:
De la ecuación de equivalencia, tenemos:
(
)
Igualando hallamos