Santiago González Períañez Lab. F.Q. II Q.F.B.

PRÁCTICA No. 3 EQUILIBRIO FÍSICO

OBJETIVO:

Que el alumno analice y discuta como afecta la concentración de una mezcla el cambio de estado líquido-gas.

FUNDAMENTO:

Se dice que una sustancia a diferentes condiciones de presión y temperatura puede existir como sólido, líquido y gas, existen también condiciones específicas de cada sustancia que permiten la relación entre dichas fases. El estudio teórico de las condiciones de tal relación se conoce como Equilibrio Físico.

Para una sustancia simple, el único tipo de equilibrio que puede encontrarse

es el físico. Esto es, la relación entre sus fases, no existiendo por consiguiente las interacciones químicas. El estudio teórico de tales fenómenos está contenido en la llamada teoría de las fases. Una sustancia pura puede encontrarse en fase sólida, líquida o gaseosa. Estar vaporizándose (pasar del estado líquido al vapor) o condensarse (pasar del estado vapor al líquido). Puede fusionarse (pasar del estado sólido al líquido) o cristalizarse (pasar del estado líquido al sólido) y puede sublimarse (pasar del estado sólido al gaseoso).

Como podemos darnos cuenta estos sistemas presentan más de una fase en

equilibrio. Las bases de esta teoría fueron propuestas por primera vez por Gibbs, esta teoría representa la más amplia generalización de las leyes a las cuales obedecen las variaciones del estado físico de las sustancias en función de las condiciones de temperatura y presión.

Ascenso ebulloscópico: un líquido entra en ebullición cuando su presión de

vapor iguala a la presión atmosférica.

Un soluto no volátil al solvente puro disminuye la presión de vapor en una solución, lo que aplica tener que administrar una mayor cantidad de calor para que la solución entre en ebullición; es decir, llegar a una atmosfera de presión.

Un soluto necesita mayor temperatura (en relación al solvente puro) para llegar al punto de ebullición, es decir, a una atmosfera de presión.

Un solvente puro necesita menor temperatura para llegar al punto de ebullición, es decir, una atmosfera de presión.

A esa diferencia de temperatura, registrada en un gráfico, es directamente

proporcional a la concentración molal del soluto presente y una constante .

Ascenso Ebulloscópico (∆Te)

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T2: temperatura de ebullición de la solución. T1: temperatura de ebullición del solvente puro. ∆T: variación de temperatura. M: concentración molal Ke: constante ebulloscópica que varia con el solvente utilizado. Por ejemplo

para el agua es de 0.515 °C. Molalidad

La molalidad (m) es el número de moles de soluto que contiene

un kilogramo de disolvente. Para preparar disoluciones de una determinada molalidad, no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poderle restar el correspondiente valor.

La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión.Es menos empleada que la molaridad pero igual de importante.

MATERIAL:

1. Parrilla de calentamiento 2. Vasos de precipitados 3. Termómetro 4. Agua destilada 5. Diferentes concentraciones de NaCl en H2O (2.5%, 5%, 10%, 20% en m-v)

y sacarosa al 2%

TÉCNICA: Primera parte: Cómo afecta la concentración el cambio de temperatura y de

estado.

1. Preparar las diferentes concentraciones de NaCl 2. Dejar calentar la parrilla hasta que alcance una temperatura constante

NaCl 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min Temp. de ebullición

2.5% 26°C 54°C 66°C 72°C 76°C 78°C 94°C

5% 56°C 62°C 80°C 84°C 86°C 88°C 98°C

10% 54°C 70°C 74°C 76°C 78°C 80°C 96°C

20% 52°C 68°C 72°C 76°C 78°C 78°C 98°C

Sacarosa 2%

64°C 84°C 86°C 86°C 94°C 98°C 98°C

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3. Tomar la temperatura de la solución al inicio antes de calentar 4. Calentar la solución indicada y tomar la temperatura cada 5 minutos, hasta

completar 6 lecturas (30 min). 5. Seguir calentando hasta ebullición y anotar el tiempo que tarda desde que

se empieza a calentar la solución hastallegar a ebullición. 6. Anotar resultados en la siguiente tabla.

Segunda parte: Ascenso Ebulloscópico

1. Tomar la temperatura de ebullición de cada solución y calcular su ascenso

ebulloscópico. 2. Determinar la molalidad y verificar si coincide con la concentración de las

soluciones. 3. Anotar resultados y discutirlos.

NaCl T2 T1 ∆Te Ke m

2.5% 94°C 97°C -3°C 0.515 °C 1.4287 mol/Kg

5% 98°C 97°C 1°C 0.515 °C 2.8575 mol/Kg

10% 96°C 97°C -1°C 0.515 °C 5.7151 mol/Kg

20% 98°C 97°C 1°C 0.515 °C 11.4303 mol/Kg

Sacarosa 2%

98°C 97°C 1°C 0.515 °C 0.3714 mol/Kg

OBSERVACIONES:

Se observan las soluciones de NaCl y de sacarosa, a diferentes porcentajes, se

utilizaron 30 mL aproximadamente de cada solución para realizar el experimento.

Se observan las soluciones

de NaCl y de sacarosa

cuando estaban calentándose

en la parrilla eléctrica, y se

observaron grumos cuando

se calentaban las soluciones,

podría ser que las soluciones

estaban contaminadas.

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CÁLCULOS REALIZADOS:

Molalidad

Donde: m= molalidad PM= peso molecular del soluto (g/mol) Ps= peso del soluto Pd= peso del disolvente (kg)

Para saber los kilos del disolvente que en este caso es el agua, se ocupa la fórmula de la densidad para despejar la masa y calcular los Kg. La densidad del agua a los 22°C a la temperatura que estábamos el día de la práctica era de 0.997 g/mL.

Solución Sustitución molalidad

NaCl 2.5% 1.4287 mol/Kg

NaCl 5% 2.8575 mol/Kg

NaCl 10% 5.7151 mol/Kg

NaCl 20% 11.4303 mol/Kg

Sacarosa (C6H12O6) 2%

0.3714 mol/Kg

Se observan las soluciones de

NaCl y de sacarosa cuando

estaban ya en su punto de

ebullición y se observan las

ondas provocadas por las

burbujas de agua que subían y

se convertían en vapor.

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CONCLUSION

La práctica se llevó a cabo sin ninguna complicación. Las temperaturas registradas pueden tener errores debido a factores como que el termómetro haya tocado las paredes del vaso de precipitado o que no se haya bajado la temperatura correctamente del termómetro o que la temperatura de la parrilla haya variado y el tiempo el que se calentaron las soluciones.

En dos resultados de aumento de la temperatura nos dieron resultados

negativos y se usó la temperatura de 97°C ya que en la ciudad de Xalapa, Ver., es el punto de ebullición del agua.

En la práctica se comprobó que para que una solución entre en el punto de ebullición se necesita una temperatura más alta para alcanzar la presión atmosférica igual a la del disolvente puro, entonces el punto de ebullición de la solución es más alto que la del líquido puro, pero sólo en dos de las soluciones concentradas de NaCl no resultó ser de esta manera ya sea por los errores mencionados anteriormente.

BIBLIOGRAFÍA

Cálculos químicos para la preparación de soluciones. Santillán Márquez,

José Luis. Editorial trillas. (2003) Primera edición. Equilibrio Fisico. (2012, April 12). BuenasTareas.com. Retrieved from

http://www.buenastareas.com/ensayos/Equilibrio-Fisico/3872718.html

Práctica otorgada por la Dra. Nieves del Socorro Martínez Cruz. ”Equilbrio físico”.