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
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(slido) (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 (slido) (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 35C.-
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
HDs .-
% 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