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Variación de la solubilidad




Enviado por rodneyperu



    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

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