REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELAUNIVERSIDAD DEL ZULIA

FACULTAD EXPERIMENTAL DE CIENCIASDIVISIÓN DE ESTUDIOS BÁSICOS SECTORIALES

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

CALOR INTEGRAL DE SOLUCIÓN.

Elaborado por:Br. Glodualdo Jesus Roca Loaiza

CI: 24255787

Maracaibo, Febrero de 2015.

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Resumen.

En una disolución de dos componentes, la magnitud ∆Hmez/nb se denomina calor

integral de disolución por mol de la especie B en el disolvente A y se entiende como:

∆Hintb. Este se puede calcular experimentalmente por medio de la preparación de una

solución donde uno de los componentes (el solvente) mantiene una volumen constante

y en menor medida se incrementa el volumen de la otra espacie (soluto), al realizar

mediciones de la temperatura, a presión constante y en condiciones adiabáticas, se

puede construir una grafica del tipo ∆HInt Vs molalidad y así estimar el valor de ∆HInt

correspondiente a la dilución infinita (cuando la fracción molar del soluto tiende a 0), del

cual se obtuvo un valor de -9,117 kJ/mol.

Introducción.

 En una disolución de dos componentes, la magnitud ∆Hmez/nb se denomina calor

integral de disolución por mol de la especie B en el disolvente A y se entiende como:

∆Hintb.

             (1)

Donde:

+ (2)

Siendo Hi la entalpía molar parcial del componente i en la mezcla y Hi*,  la del

componente i puro. ∆Hintb  es numéricamente igual al calor absorbido por el sistema

cuando 1 mol de B puro se añade sobre una cantidad suficiente de de A puro,

a T y P constantes, para dar como resultado una disolución con la fracción

molar (XB) deseada.

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El límite de ∆Hintb cuando la fracción molar del disolvente (XA) tiende a 1, o en

consecuencia cuando la fracción molar de b (soluto) tiende a 0, es el calor integral de

disolución a dilución infinita por mol de B en A, ∆H°intb.

La magnitud ∆H°intb es igual al calor absorbido por el sistema cuando 1 mol de

soluto B se disuelve en una cantidad infinita de disolvente A, a T y P constantes.

El calor integral de disolución por mol de B representa la adición de 1 mol

de B sobre A (puro), para producir la disolución, proceso en el cual la fracción molar

de B varía desde cero hasta su valor final  al que se le llamara XB. Sí se añade 1 mol

de B sobre un volumen infinito de disolución, cuya fracción molar del soluto es XB, la

composición de la disolución permanecerá constante durante el proceso. El cambio de

entalpía por mol de B cuando éste se añade sobre una disolución de composición fija,

a T y P constantes, se denomina calor diferencial de disolución de B en A y se le

conoce ∆H°difb .

Se podría explicar este fenómeno dividiendo el proceso por etapas haciendo uso de

la ley de Hess: Primero, las moléculas disolvente deben separarse entre si para hacer

sitio a las moléculas de soluto, las cuales necesitarán absorber energía resultando esta

primera etapa del proceso endotérmica (∆Ha>0). En la siguiente etapa las moléculas

del soluto deben separase también por lo que también esta parte del proceso será

endotérmica (∆Hb>0). Finalmente se necesitará liberar energía para que las moléculas

de soluto y solvente se atraigan entre si en la solvatación (∆Hc<0). Y este proceso será

exotérmico o endotérmico dependiendo de las fuerzas de atracción entre las

moléculas, ya sea porque las fuerzas de atracción entre las moléculas de soluto-

solvente son más débiles que las fuerzas de atracción soluto-soluto o solvente-solvente

siendo este proceso de disolución endotérmico (∆Hdisol>0), o porque las fuerzas

atracción entre las moléculas diferentes exceden a la fuerza de atracción de las

moléculas iguales por lo que el calor liberado será mayor que el absorbido siendo este

proceso exotérmico.

Por lo anteriormente expuesto este informe tiene por finalidad presentar los

resultados arrojados al realizar la práctica titulada “calor integral de solución”, con el

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objetivo de determinar el calor integral de disolución del Etanol en agua a diferentes

concentraciones, y determinar el calor integral de solución del Etanol a dilución infinita.

Parte experimental.

Se determinó la capacidad calorífica del calorímetro. Por consiguiente, se midieron

20 mL de etanol y 40 mL de agua, respectivamente, utilizando cilindros graduados, para

luego determinar la temperatura de cada líquido por separado, y se aseguro quen

estuvieran a la misma temperatura. Se mezclaron los líquidos vertiéndoles rápidamente

en el recipiente interno del calorímetro, y se tapo al mismo, para poder agitar la

solución alcohólica y medir la temperatura. Se tomó el valor de la temperatura final (Tf),

33 ºC, como la temperatura estabilizada más alta que se obtuvo. En consecuencia, se

repitió este mismo procedimiento ya descrito, combinando los volúmenes de agua y

etanol indicados en la Tabla 1.

Discusión y resultados.

La tabla 1 contiene los valores obtenidos al realizar la práctica con el fin de

determinar el calor integral de solución (∆HInt) de etanol en agua, a diferentes

concentración y a presión constante, para ello se mezclaron distintos volúmenes de

agua y etanol dentro de un calorímetro (recipiente que evita el intercambio de calor de

su interior con el entrono), realizando mediciones de las temperaturas iníciales de las

sustancias antes del mezclado, y posteriormente obtener una medición de la

temperatura final o en equilibrio, tras el mezclado. En la Tabla 1 se aprecia un aumento

de la temperatura luego de la dilución, esto es consistente pues, al ser el sistema

“aislado”, el proceso en su interior es adiabático por lo que un aumento en la

temperatura del sistema, es consecuencia directa del fenómeno en su interior.

El enlace O-H del Etanol es polar y puede formar puentes de hidrogeno con

moléculas similares y con moléculas de agua. Así al encontrarse puro, entendiendo por

esto que su fracción molar es 1, las moléculas de etanol interaccionan entre sí al igual

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que las de agua, pero al realizarse el mezclado aparecen una serie de fuerzas nuevas,

las cuales son fuerzas soluto-soluto (en este caso etanol), disolvente-disolvente (agua)

y soluto-disolvente (Etanol-Agua), estas no son muy diferentes que las de sus estados

iníciales permitiendo una correcta solvatación del etanol por las moléculas de agua y

así obteniendo un sistema monofásico (miscible), pero si lo suficiente como para

mostrar una diferencia de temperatura respecto a sus estados originales.

Se puede notar que el volumen de agua (solvente) permanece casi constante

(entre 60 y 50 ml), obteniéndose una diferencia de temperatura con un comportamiento

decreciente a medida que aumenta el factor de dilución, que va desde los 8 °C hasta un

cambio equivalente a la unidad de temperatura 1°C. [1]

Tabla 1. volúmenes y temperaturas de trabajo.

En la tabla 2 se encuentran tabulados los valores obtenidos al calcular el ∆HInt,

por medio de la ecuaciones de la 5-10 (ver anexo), de acuerdo a cada dilución con su

correspondiente concentración expresada en molalidad (molsto/kgslv) realizadas en la

experiencia (ver anexos). El calor en un proceso de dilución es generado por la

solvatación del soluto en el disolvente (etanol-agua), de esta forma la temperatura

registrada es consecuencia directa del calor cedido o absorbido por el disolvente, este

mantiene en cada caso valores negativos por lo que se dice que el proceso es

exotérmico (libera calor) estando en presencia del tercer caso de las interacciones

posibles (soluto-solvente), donde se libera energía al formar las fuerzas (puentes de

Nº VEtanol (mL) VAgua (mL) TEtanol (ºC) TAgua(ºC) TFinal (ºC)1 20 40 23 23 312 15 50 24 23 303 10 50 24 24 294 10 60 24 24 285 5 50 24 24 276 5 60 24 24 267 2,5 50 24 24 258 2,5 60 24 24 25

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hidrogeno, dipolo-dipolo) entre el etanol y el agua. En el caso contrario (no es el caso)

∆HInt es positivo y las fuerzas soluto-soluto y solvente-solvente necesitan absorber

energía para superar la barrera energética que las mantiene unidas y abrir paso a la

formación de interacciones entre las distintas especies. Además se confirma el carácter

extensivo de la propiedad estudiada pues es afectada por el tamaño del sistema,

también se originan otros fenómenos como el empaquetamiento de las moléculas de

agua en presencia de un soluto miscible, que como consecuencia da un aumento en el

desorden que acompaña al mezclado desempeña un papel importante en la formación

de la disolución.

Tabla 2. Cálculos experimentales.

En la tabla 3, se muestran el análisis estadístico de la grafica ∆HInt Vs molalidad, la cual

al aplicar el ajuste por mínimos cuadrados de polinomios, se obtiene la línea de

tendencia o la pendiente y la línea del intercepto en el eje Y del ∆H Int (ver imagen 2),

obteniéndose así la ecuación de dicha pendiente Y=0,116X -9,117, y reportando de

esta manera un valor para el calor integral de solución a dilución infinita, es decir

cuando la molalida tiende a cero ∆HInt= -9,117 kJ/mol, en este ambiente teórico las

moléculas de soluto no interaccionan entre si, esto gracias a que un mol de soluto se

encuentra en un volumen infinito de solvente, es decir, una cantidad lo suficientemente

grande como para considerar nulas las interacciones soluto-soluto, de esta forma este

valor representa el calor cedido cuando un mol de soluto se disuelve en una cantidad

de solvente lo suficientemente grande como para presentar las características

anteriormente mencionadas. Nótese que para este experimento se obtuvo una

dispersión considerable, lo que señala una pobre reproducibilidad, posiblemente

Nº VEtanol (mL) VAgua (mL) n Etanol (mol) [m] (mol/kg)∆HInt

(kJ/mol)1 20 40 0,34 8,5850 -7,232 15 50 0,26 5,1520 -9,143 10 50 0,17 3,4340 -9,704 10 60 0,17 2,8617 -8,755 5 50 0,086 1,7170 -11.176 5 60 0,086 1,4308 -8,427 2,5 50 0,043 0,8584 -7,34

8 2,5 60 0,043 0,7153 -8,31

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asociado a errores en las mediciones de la temperatura y el volumen, como también a

fallos en la propiedad aislante del calorímetro.

Tabla 3. Análisis grafico.

Ecuación de la recta

Intercepto Coeficiente de determinación

Y=0,116X -9,117 -9,117 kJ/mol

0,058

Imagen 1. Grafico de ∆HInt Vs molalidad

Finalmente de la grafica se deduce que cuando la concentración del soluto aumenta las

interacciones soluto-soluto tienden a aumentar con su respectiva disminución del calor

de disolución.

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Conclusiones.

1. El calor de dilución de una solución depende de la concentración original de la

solución y de la cantidad de solvente añadido (número de moles de soluto y solvente)

en otras palabras de su fracción molar.

2. El calor diferencial de solución y la variación de entalpía molar de solución son

propiedades extensivas, las cuales dependen de la temperatura, presión y fracción

molar del soluto o composición de la disolución.

3. A medida que aumenta la concentración de soluto, el calor de dilución aumenta, por

tanto, la relación es directamente proporcional.

Referencias bibliográficas.

1. Raymond A. Serway; Jerry S. Faughn; 2005. Física. Editorial Thomson, 6ta Edición. Página:

338.

2. N. Krestóvnikov, V. N. Vigdoróvich, 1980. TERMODINAMICA QUIMICA. Traducido por:

Marcos Navarrete Alegría. URSS. Editorial Mir·Moscú. Página: 55.

3. Robert G. Mortimer, 2000. Physical Chemistry. Second Edition.

4. Ira N. Levine, 2004, FISICOQUÍMICA, 5ta Edición, Vol.1, Traductor: Ángel González

Ureña, Editorial McGraw-Hill.

5. Roberto Martínez Álvarez, M. Josefa Rodríguez Yunta, Luis Sánchez Martín, 2007. Química.

Un proyecto de la ACS. American ChemicalSociety. Editorial Reverté. Página: 52.

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Anexos.

Ilustración de las Interacciones soluto-solvente

Ejemplos de cálculo:

Capacidad calorífica del calorímetro:

(4)

Nota: de tres mediciones con distintas masas de agua fría y agua caliente se obtuvo el

promedio de 24,35 cal/°C usada en esta práctica.

Calculo de molalidad:

(5)Calor de solución:

(6)

(7)

9

(8)

(9)

∆Hint= (10)

∆Hint=

Nota: Estos cálculos se obtuvieron, transformando los volúmenes de las soluciones puras a masa, usando sus respectivas densidades, y realizando la transformación de cal al KJ correspondiente.