Variación de la solubilidad

Indice
1. Introducción
2. Principios Teóricos
3. Tabulación De Datos Y Resultados Condiciones De Laboratorio
4. Análisis y discusión de resultados
5. Conclusiones y recomendaciones.
6. Bibliografía

1. Introducción

Se estudia la solubilidad de ciertos compuestos entre otras cosas, con el fin de establecer su nivel de solubilidad en un sistema con un solvente o tal vez dos, si fuera así, ambos solventes deben ser insolubles entre sí, pero deben de solubilizar al soluto.

En 1391 se formula la ley del reparto, dada por Nerst, esta ley se ha aplicado al estudio de problemas a nivel teórico y práctico, como el proceso de extracción, el de análisis y determinación de las constantes de equilibrio, las cuales dependen de la temperatura dada.

Poniendo de ejemplo a la extracción, este procedimiento se utiliza a nivel de laboratorio e industrial. En el primero se utiliza para remover una sustancia de un líquido o de un sólido mediante la utilización de un solvente orgánico como eter, cloroformo, benceno, tetracloruro de carbono o en agua.

A nivel industrial se aplica en la remoción de elementos no deseables en el producto final, pero para esto se necesita saber la cantidad de solvente a utilizar y el número de veces que se a de efectuar el ciclo de la extracción, ya que no se debe desperdiciar reactivos ni energía.

2. Principios Teóricos

La solubilidad de una sustancia en un líquido dado, depende de la naturaleza del soluto y del solvente, de la temperatura y de la presión. Las variaciones del valor de la presión atmósferica solo producen cambios despreciables en la solubilidad de los líquidos o de los sólidos en líquidos. En cambio la solubilidad de los gases en los líquidos varía en proporción directa de la presión parcial del gas que se solubiliza. En los sólidos y líquidos la mayoría de las solubilidades aumentan con la temperatura.

En el equilibrio entre solvente sólido y solución. Supongamos que consideramos el equilibrio entre el soluto en solución y el soluto en estado puro(sólido),la condición de equilibrio esta dado por:

2(T,P,x2) = 2(slido) (T,P)

donde x2 es la fracción molar del soluto en la solución saturada y es, por tanto, la solubilidad del soluto expresada en fracción molar. Si la solución es ideal:

2(T,P) + RTlnX2 = 2 (slido) (T,P)

donde 2(T,P) es el potencial químico del soluto puro líquido. Usando este argumento se tiene que:

lnX2 = (- D Hfus/R )*(1/T - 1/T)

D H fus es el calor de fusión del soluto puro, y Tº es la temperatura de congelación del soluto puro.Aplicando D Hfus=Tº HSfus;

lnX2 = (-mit Hfus/R )*(1 - T/T)

que es una expresión de ley ideal de Solubilidad.Según esta ley la solubilidad de una sustancia es la misma en todos los solventes con los cuales forma una solución. La ley nunca es precisa para soluciones de materiales iónicos en agua.

El calor diferencial de dilución del disolvente es la diferencia entre los valores D H para dos concentraciones diferentes.

Se le denomina como el incremento de entalpía cuando un volumen de solvente o de soluto se disuelve en un volumen tan grande de solución que no se produce cambio apreciable en la concentración de esta.

3. Tabulación De Datos Y Resultados Condiciones De Laboratorio

Presión (mm. Hg) = 756
Temperatura (ºC) = 21º C
Humedad = 78%

Datos Y Resultados
Peso del biftalato de potasio = 0.2035 gr.
Peq de biftalato de potasio = 204.228
Peso del ac. benzoico = 1 gr.
Peso molécular de ac. benzoico = 122.048
Normalidad aproximada de NaOH = 0.1
Normalidad real de NaOH = 0.0948
Volumen de NaOH para la titulación = ml.
Densidad del agua a 10º C = 0.999 gr/ml
Densidad del agua a 20º C = 0.998 gr/ml
Densidad del agua a 30º C = 0.9956 gr/ml
solubilidad teorica de ac. benzoico a 10ºC = 0.21 gr/100ml
" " " " " " 20ºC = 0.29 gr/100ml
" " " " " " 30ºC = 0.42 gr/100ml
D Hs (teorico) = 6275.52 cal
D Hs (experimental) = 6417.93 cal
% error = 2.26 %

Tabla Nº 1

T(°C)	Temp.	Vol.	Wsol.
35	308	4.7	9.802
35	308	5	9.778
30	303	3.6	9.872
30	303	3.4	9.664
30	303	3.6	10.0779
30	303	3.5	10.1045
25	298	3	9.762
25	298	3	9.878
20	293	2.3	8.8634
20	293	2.7	10.1235
15	288	2.3	10.0173
15	288	2.2	9.9917

Tabla Nº2
Para La Construcción De La Gráfica Experimental

T(°C)	Temp.	#moles	Molalidad	1/T	logm
35	308	0.28689	0.93145	0.00325	-0.03084
35	308	0.29	0.9315	0.00325	-0.03084
30	303	0.25	0.8116	0.00330	-0.09068
30	303	0.25	0.8116	0.00330	-0.09068
30	303	0.25	0.8116	0.00330	-0.09068
30	303	0.25	0.8116	0.00330	-0.09068
25	298	0.20	0.6876	0.00336	-0.16264
25	298	0.20	0.6876	0.00336	-0.16264
20	293	0.16	0.5595	0.00341	-0.25220
20	293	0.16	0.5595	0.00341	-0.25220
15	288	0.12	0.4269	0.00347	-0.36966
15	288	0.12	0.4269	0.00347	-0.36966

Tabla nº 3
para la construcción de la gráfica teórica

T(°C)	T( K)	MOLALIDAD	LOG m	1/T( K)*103
10	283	0.0172	-1.7644	3.5335
20	293	0.0238	-1.6234	3.4129
30	303	0.0346	-1.4609	3.3003

Cálculos.-
Determinación del peso de la solución.-
Para 35 C
W muestra1 = W1 matraz + muestra - W1 matraz vacio
W muestra1 = 84.3283 –74.5263 = 9.802 gr.

Volumen de NaOH gastado para la titulación = 4.7 *10-3
Para 30 C
W muestra 2 = 108.2636 - 98.4856 = 9.778 gr.
Volumen de NaOH gastado para la titulación = 3.6 *10-3
Y asi para las otras temperaturas,cuyos datos estan en la tabla Nº1

Normalidad Real Del Naoh
Tenemos que para el Biftalato de sodio se cumple :
# Eq = Nb * Vb = # moles
Nb = W bk .
Peqbk Vb

reemplazando los datos
Nb = 0.2035 .
204.228 * 10.5 *10 -3
Nb = 0.0948

Determinacion del peso de ac. benzoico y de agua.-
PARA 35C.-
Sabemos que:
# equivalente = Nb * Vb
# eq 1= 0.0948 * 4.7 * 10-3 = 4.4556 * 10-4
# eq 2 = 4.4556 * 10-4

El peso de ac. benzoico sera:
W ac = # eq * peq
W ac1 = 4.4556 * 10-4 * 122.048 = 0.0543 gr
W ac2 = 0.0543 gr.
Por diferencia del peso de solución y de ac. benzoico se obtiene el peso de agua.
W agua 1 = 9.8028 - 0.0543 = 9.747 gr.
w agua 1 = 9.747 * 10-3 kg.
W agua 2 = 9.720 * 10-3 kg.
Asi para las demás temperatura, cuyos datos esta en la tabla N 1

Determinación de la concentración molal teorica y experimental.
Para 35  C (experimental)
Molalidad = molaridad / W agua (Kg)
m1 = 4.45 * 10-4 . = 0.0456
9.7476 * 10-3
Para 30 ºC (experimental)
m2 = 3.41 * 10-4 = 0.0347
9.8304 * 10-3

Con estos valores se saca un promedio si los valores estan cercanos:
Para 10ºC
mp = (m1 + m2) = 0.1741
2

Los valores de las otras temperaturas se encuentran en la tabla Nº3
Para 10 ºC (teórica)

Con los datos dados de solubilidad del ac. benzoico se convierte atraves de la densidad en concentración molal.
0.21 gr * 1ml agua * 10-3gr * 1 mol ac. Benz
100 ml 0.999 gr 1 Kg 122.048
= 0.0172 moles/ kg agua
Así para las demás temperaturas cuyos valores están en la tabla Nº3

Determinación del H teórico y experimental y de sus errores.-
La pendiente teorica = -1371.38
- D HdDs = -1371.38
2.303*R
D H dDs = 6275.52 cal

La pendiente experimental = - 1402.5
D H d Ds = 6417.93 cal
Error del D HDs .-
% ERROR = ( VALOR TEORICO - VALOR EXPER.) * 100
VALOR TEORICO
% ERROR = ( 6275.52 - 6417.93 ) * 100
6275.52
% ERROR = -2.26 %

4. Análisis y discusión de resultados

Los gráficos de LOG m VS 1/T (K), tanto experimental como el hallado a través de datos teóricos de solubilidad del ac. benzoico sobre 100ml de agua y convertirlos a molalidad, nos sirve para hallar el calor diferencial de solución.
En la gráfica experimental se tiene 4 pares de valores de los cuales el tercero es el menos recomendable, solo tres se ajustan una recta, cuya pendiente es –1402.5, obteniéndose un calor diferencial de solución de 6417.93 cal.
En cambio en la gráfica teórica se tiene 4 pares de valores los cuales todos se ajustan a una recta, cuya pendiente es -1371.38; obteniéndose un calor diferencial de solución de 6275.52 cal. Obteniéndose un error de 2,26 %.
El error obtenido fue de –2.26 % y se debió entre otros factores a la imprecisión al titular, las muestras, que es un error pequeño; pero que siempre afecta en algo.
También contribuyó el haber tomado la muestra con algunas partículas sólidas, pues el algodón no era del todo eficiente a la hora de filtrar, además en la mayoría de los casos hubo una demora al tomar las muestras, pues lo dificultaba el filtro, así la temperatura al titular ya no era la de trabajo sino que se aproximaba a la temperatura ambiente.
Se trazó una recta que paso por la mayor parte de puntos (tres de cuatro), lo que nos demuestra que nuestros datos obtenidos experimentalmente han sido adecuadamente tomados.
En cuanto a los equipos utilizados, estos tuvieron una precisión buena: balanza electrónica, pipetas volumétricas y bureta calibrada. El método utilizado puede utilizarse para determinar el calor diferencial de solución con otros solutos escasamente solubles en los respectivos solventes.

5. Conclusiones y recomendaciones.

Conclusiones.-
La solubilidad por efecto de la temperatura varia dependiendo si el soluto es soluble o no en un determinado solvente.
La solubilidad por efecto de la temperatura depende de la cantidad de soluto en el solvente y de otras variables como la presión.
En la gráfica experimental hay valores que no se ajustan a una recta debido a que las concentraciones a una temperatura dada no están muy cercanas.
La pendiente de la gráfica nos permite calcular el calor de dilución mediante la relación:
m = H ds/R
Tener cuidado al pipetear la muestra através de un tapón de CAUCHO y descartarlo cada vez que se cambia a otra temperatura.
Si los valores de las concentraciones no son cercanos, graficar a una misma temperatura las dos concentraciones y en la gráfica descartar una de ellas.
Al hacer el experimento mantener lo más que sea posible una agitación constante.
Evitar que la solucion inicial previamente solubilizada a una temperatura aprox. 65ºC.
Un aumento de temperatura produce una mayor saturación de soluto en la solución. Esto se cumple en el sistema utilizado en el laboratorio.
Una baja temperatura de fusión y un bajo calor de fusión, favorecen la solubilidad.
En el caso ideal, el calor diferencial de solución es directamente proporcional a la temperatura, pero cuando la solución está muy diluida, la curva se convierte en recta y este calor se hace constante, como se ha podido demostrar.
Se recomienda mantener la solución sobresaturada en un baño caliente, ya que se debe evitar la presencia de soluto en estado sólido. Además, se debe contar con el material correctamente lavado.
Es necesario cambiar el algodón que se coloco en el filtro para evitar que se cuelen partes sólidas; haciendo más exacta la valoración con el hidróxido de sodio.
En las titulaciones se debe parar de agregar hidróxido de sodio cuando la solución tome un color permanente y diferente al inicial, aunque este no sea muy acentuado.

6. Bibliografía

Atkins P. "Fisicoquímica" 2da. Edición. Ed. Fondo Educativo Interamericano, México, 1986, pág: 204 – 205.
Castellan G. "Fisicoquímica" 2da. Edición. Ed. Fondo Educativo Interamericano, EEUU, 1987, pág: 106, 144. 312-313;324,337
Maron S. Prutton "Fundamentos de Fisicoquímica" 1era. Edición. Ed. Limusa, México, 1968, pág: 269 – 272.
Pons Muzzo Gastón "Fisicoquímica" 6ta Edición Ed. Universo, Lima, 1985.
pág: 271 – 274. 272,273,413,418.
Gorbachev " Practicas de Fisicoquimica", 1ra Edicion, Ed. MIR,

Pags 234; 242-247.

Resumen
El objetivo de la práctica es determinar la variación de la solubilidad por efecto de la temperatura, y calcular el calor diferencial de la solución experimental y teóricamente.
Las condiciones de laboratorio fueron: 756 mg y 21ºC.
El trabajo consiste en la disolución de un peso de ácido benzoico (1,g) en agua a una temperatura aproximadamente 60ºC de la cual se extrae 25 ml para llevarlo a una temperatura determinada hasta obtener una saturación a esta temperatura, luego retiramos un volumen de la solución a esta temperatura y colocamos un erlenmeyer previamente pesado, la diferencia es el peso de la solución , esta se valora con una solución de NaOH 0,09N (previamente valorada con BK), y calculamos el # de equivalentes, peso del soluto, Kg de agua y la molalidad; luego calculamos log(m) y 1/T de los datos experimentales y teóricos como muestra la tabla y graficamos para obtener la pendiente y consecuentemente D H, que es el cambio de entalpía de la solución(gráfico). D H experimental es 4263,83 cal/mol y el % de error con respecto al teórico es 2,26%.
Podemos concluir que la solubilidad depende de la temperatura en función directa, también de la naturaleza del soluto disuelto, y que el cambio de entalpía esta asociado con el proceso en que el soluto se disuelve en un solvente.
Se recomienda trabajar con temperaturas bajas, tomar para cálculos la molalidad ya que no depende del volumen , y realizar una regresión lineal para los datos.
En la presente práctico, se estudia el comportamiento de la solubilidad de un soluto ligeramente soluble por efecto de la temperatura y calculando através de ello el calor diferencial de la solución cuando esta saturada.

 

 

Autor:

Rodney Pujada