[QF I P 06] Memoria de Practicas

08/04/2015

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Memoria de prácticasQuímica Física I

Práctica I

Comportamiento de los gases realesmediante distintas ecuaciones de estado

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Sobre la práctica.

OBJETIVOS

A través de un programa de cálculo teórico para el estudio del comportamientoPVT de los gases con diversos modelos, para el gas asignado:

Determinar sus parámetros críticos, así como su temperatura de ebullición yentalpía de vaporización.

Estudiar como difiere su comportamiento real (descrito mor diferentesmodelos) respecto de la idealidad.

Estimar su masa molecular.

𝐹2

Determinación de parámetros críticos de F2.

¿Y CÓMO SE OBTIENEN ESTOS PARÁMETROS?

A través del estudio de las isotermas del gas.

Con la ecuación de estado de Peng-Robinson y para 1 mol de gas:

TC (K) PC (atm) VC (L)

144,2600 51,4502 0,0763

𝑓𝑎𝑐𝑡𝑜𝑟 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑟𝑒𝑠𝑖𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑: 𝑍 =𝑃 · 𝑉𝑀𝑅 · 𝑇

𝑍𝐶 =𝑃𝐶 · 𝑉𝐶𝑅 · 𝑇𝐶

=51,4502 𝑎𝑡𝑚 · 0,0763

𝐿𝑚𝑜𝑙

0,0821𝑎𝑡𝑚 · 𝐿𝐾 · 𝑚𝑜𝑙

· 144,2600 𝐾= 0,3319

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Determinación de parámetros críticos de F2.

¿Y CÓMO SE OBTIENEN ESTOS PARÁMETROS?

𝑓𝑎𝑐𝑡𝑜𝑟 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑟𝑒𝑠𝑖𝑏𝑖𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑: 𝑍 =𝑃 · 𝑉𝑀𝑅 · 𝑇

𝑍𝐶 =𝑃𝐶 · 𝑉𝐶𝑅 · 𝑇𝐶

=51,4502 𝑎𝑡𝑚 · 0,0763

𝐿𝑚𝑜𝑙

0,0821𝑎𝑡𝑚 · 𝐿𝐾 · 𝑚𝑜𝑙

· 144,2600 𝐾= 0,3319

ZC (teórica) ZC (experimental)

0,3319 0,2890

Teb (K) ΔHv (J)

84,95 83,60

Desviación del comportamiento real de F2

respecto de la idealidad.

T=300K Ecuación de estado de Van der Waals

P (atm) 80,1020 78,1419 73,9765 72,2614 68,8311 63,1956 57,3152 48,2494

V (L) 0,2918 0,2955 0,3170 0,3248 0,3417 0,3734 0,4131 0,4935

Z 0,9502 0,9527 0,9533 0,9541 0,9561 0,9592 0,9625 0,9679

T=300K Ecuación de estado de Peng-Robinson

P (atm) 81,5721 79,1219 75,2016 73,4865 69,8112 64,4207 58,0502 48,7595

V (L) 0,2917 0,3007 0,3170 0,3245 0,3420 0,3712 0,4128 0,4931

Z 0,9673 0,9672 0,9691 0,9694 0,9705 0,9721 0,9741 0,9774

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Desviación del comportamiento real de F2

respecto de la idealidad.

0.94

0.95

0.96

0.97

0.98

0.99

1

1.01

45 50 55 60 65 70 75 80 85

Z

P (atm)

Gas Ideal

Van Der Waals

Peng-Robinson

Estimación de la masa molecular de F2.

𝐸𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑒𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑢𝑛 𝐺𝑎𝑠 𝐼𝑑𝑒𝑎𝑙: 𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇

𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇; 𝑛 =𝑃 · 𝑉

𝑅 · 𝑇;𝑚

𝑃𝑀=𝑃 · 𝑉

𝑅 · 𝑇; 𝑃𝑀 =

𝑚 · 𝑅 · 𝑇

𝑃 · 𝑉

Ecuación de estado de Gas Ideal

P (atm) 61,4758 54,8233 491212 44,5595 40,9481 37,7169 35,6559 32,3850

V (L) 0,4008 0,4502 0,5023 0,5517 0,6012 0,6506 0,7001 0,7521

PM

(g/mol)37,9351 37,8706 37,8827 38,0215 37,9682 38,0969 38,0848 38,1399

𝑃𝑀 = 37,9999 ± 0,1174 𝑔 · 𝑚𝑜𝑙−1

𝑚 = 37,9968 𝑔𝑇 = 300 𝐾

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𝐸𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑒𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑢𝑛 𝐺𝑎𝑠 𝐼𝑑𝑒𝑎𝑙: 𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇

𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇; 𝑛 =𝑃 · 𝑉

𝑅 · 𝑇;𝑚

𝑃𝑀=𝑃 · 𝑉

𝑅 · 𝑇; 𝑃𝑀 =

𝑚 · 𝑅 · 𝑇

𝑃 · 𝑉

Ecuación de estado de Peng-Robinson

P (atm) 60,0437 53,1070 47,9958 45,4322 40,1464 37,0432 34,3050 31,1145

V (L) 0,4002 0,4512 0,5000 0,5510 0,5998 0,6508 0,7017 0,7505

PM

(g/mol)38,8981 39,0079 38,9493 39,0579 38,8168 38,7719 38,7990 38,7812

𝑚 = 37,9968 𝑔𝑇 = 300 𝐾

𝑃𝑀 = 38,8853 ± 0,0877 𝑔 · 𝑚𝑜𝑙−1


𝐺𝑎𝑠 𝐼𝑑𝑒𝑎𝑙: 𝑃𝑀 = 37,9999 ± 0,1174 𝑔 · 𝑚𝑜𝑙−1

𝑃𝑒𝑛𝑔 − 𝑅𝑜𝑏𝑖𝑛𝑠𝑜𝑛: 𝑃𝑀 = 38,8853 ± 0,0877 𝑔 · 𝑚𝑜𝑙−1

𝐼𝑈𝑃𝐴𝐶: 𝑃𝑀 = 37,9968 𝑔 · 𝑚𝑜𝑙−1

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Práctica II

Entalpía de neutralización

Sobre la práctica.

OBJETIVO

Estimación de la entalpía de neutralización asociada a una reacción ácido-base mediante calorimetría.

𝐻𝐴 + 𝐵𝑂𝐻 → 𝐴− + 𝐵+ + 𝐻2𝑂 ∆𝐻

𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐶𝑙− + 𝑁𝑎+ + 𝐻2𝑂 ∆𝐻 1

𝐻2𝑆𝑂4 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑆𝑂4− + 2𝑁𝑎+ + 2𝐻2𝑂 ∆𝐻 2

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Sobre la práctica.

METODOLOGÍA: CALORIMETRÍA

Calorímetroo vaso Dewar

Impide la pérdida de calor por convección, conducción o

radiación.

Las reacciones de neutralización tendrán lugar en este dispositivo. El calor que se desprende en la

reacción permanecerá en el sistema sin pérdidas energéticas

al exterior.

Se puede suponer un

SISTEMA ADIABÁTICO.

Sobre la práctica.

FUNDAMENTO TEÓRICO

𝑖

𝑄𝑖 = 𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 + 𝑄á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑄𝑏𝑎𝑠𝑒 + 𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = 0

En general, 𝑄 = m · c · 𝑡𝑓 − 𝑡𝑖 .

𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜+𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑐á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 á𝑐𝑖𝑑𝑜 +𝑚𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑐𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑇 − 𝑇𝑖 𝑏𝑎𝑠𝑒 + 𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = 0

𝑘 · 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 +𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑐á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 á𝑐𝑖𝑑𝑜 +𝑚𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑐𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑇 − 𝑇𝑖 𝑏𝑎𝑠𝑒 + 𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 == 0

𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = −[𝑘 · 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 +𝑚á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑐á𝑐𝑖𝑑𝑜 · 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 á𝑐𝑖𝑑𝑜 +𝑚𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑐𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑇 − 𝑇𝑖 𝑏𝑎𝑠𝑒 ]

Como P es constante,

∆𝐻𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛= 𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛

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Preparación de disoluciones.

A PREPARAR:

DETERMINACIÓN DE LA MOLARIDADEXACTA DE LAS DISOLUCIONES MEDIANTEVOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE.

500 mL de disolución NaOH 1,0 M.

250 mL de disolución HCl 1,0 M.

250 mL de disolución H2SO4 0,5 M.

Estandarización de la disolución deNaOH con patrón primario (ftalatoácido de potasio).

Valoración de las disoluciones deHCl y H2SO4 frente a NaOHpreviamente estandarizado.

MNaOH (mol/L) MHCl (mol/L) MH2SO4 (mol/L)

0,91 0,92 0,44

Determinación de entalpías de neutralización.

Sistema HCl-NaOH

V (mL) T (ºC)

HCl 204 24,5

NaOH 200 25,5

t (s) T (ºC)

15 31,0

30 31,5

45 31,5

60 31,5

𝑇𝑖 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 24,0 ℃ Dado que las disoluciones empleadas son

fundamentalmente acuosas, seconsideran las siguientes aproximaciones.

𝑐á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝑐𝑏𝑎𝑠𝑒 = 𝑐𝑎𝑔𝑢𝑎(𝑙) = 4,18𝐽

𝑔 · ℃

𝜌á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝜌𝑏𝑎𝑠𝑒 = 𝜌𝑎𝑔𝑢𝑎(𝑙) = 1𝑔

𝑚𝐿

No se han transformado los datostermométricos a la escala natural detemperatura (K),ya que en los cálculos seconsideran los incrementos detemperatura, y la suma algebraica no seve afectada por un cambio de escala.

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Sistema HCl-NaOH

V (mL) T (ºC)

HCl 204 24,5

NaOH 200 25,5

t (s) T (ºC)

15 31,0

30 31,5

45 31,5

60 31,5

𝑇𝑖 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 = 24,0 ℃

𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = −[𝑘 · 31,5℃ − 24,0℃ +

+204𝑔 · 4,18𝐽

𝑔 · ℃· 31,5℃ − 24,5℃ +

+200𝑔 · 4,18𝐽

𝑔 · ℃· 31,5℃ − 25,5℃ ]


Sistema H2SO4 -NaOH

V (mL) T (ºC)

H2SO4 144 26,0

NaOH 148 25,0

t (s) T (ºC)

15 32,5

30 33,0

45 33,0

60 33,0


𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = −[𝑘 · 33,0℃ − 24,0℃ +

+144𝑔 · 4,18𝐽

𝑔 · ℃· 33,0℃ − 26,0℃ +

+148𝑔 · 4,18𝐽

𝑔 · ℃· 33,0℃ − 25,0℃ ]

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Determinación de la constante K del calorímetro.

t (s) T (ºC)

15 33,0

30 31,5

45 29,0

60 27,5


𝑄𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 + 𝑄𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑓𝑟í𝑎 + 𝑄𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 = 0

k· 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 +𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑓𝑟í𝑎 · 𝑐𝑎𝑔𝑢𝑎(𝑙) · 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑓𝑟í𝑎 +

+𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 · 𝑐𝑎𝑔𝑢𝑎(𝑙) · 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 = 0

𝑇𝑖 𝑎𝑔𝑢𝑎𝑓𝑟í𝑎 = 24,5 ℃

t (s) T (ºC)

15 32,5

30 31,0

45 30,0

60 27,5

t (s) T (ºC)

15 33,0

30 30,5

45 29,5

60 27,0





𝑘 = 696𝐽

𝐾𝑘 = 557

𝐽

𝐾𝑘 = 502

𝐽

𝐾


Sistema HCl-NaOH

𝑘 = 585𝐽

𝐾

𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = −[585𝐽

𝐾· 31,5℃ − 24,0℃ + 204𝑔 · 4,18

𝐽

𝑔 · ℃· 31,5℃ − 24,5℃ +

+200𝑔 · 4,18𝐽

𝑔 · ℃· 31,5℃ − 25,5℃ ] = −15.373 kJ

Sistema H2SO4 -NaOH

𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = −[585𝐽

𝐾· 33,0℃− 24,0℃ + 144𝑔 · 4,18

𝐽

𝑔 · ℃· 33,0℃ − 26,0℃ +

+148𝑔 · 4,18𝐽

𝑔 · ℃· 33,0℃ − 25,0℃ ] = −14,428 kJ

Son exotérmicas, lo cual se manifiesta en un aumento de la temperatura del sistema.

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Sistema HCl-NaOH

Indicador: azul de bromotimol. Color: amarillo (medio ácido).Reactivo limitante: NaOH

200 𝑚𝐿 𝑁𝑎𝑂𝐻 ·1 𝐿

1000 𝑚𝐿·0,91 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

1 𝐿= 0,18 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜𝑠

∆𝐻 =−15,373 𝑘𝐽

0,18 𝑚𝑜𝑙= −85,41

𝑘𝐽

𝑚𝑜𝑙

Sistema H2SO4 -NaOH

Indicador: azul de bromotimol. Color: azul(medio básico).Reactivo limitante: H2SO4.

144 𝑚𝐿𝐻2𝑆𝑂4 ·1 𝐿

1000 𝑚𝐿·0,44 𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑆𝑂41 𝐿

= 0,06 𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑆𝑂4𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜𝑠

∆𝐻 =−14,428 𝑘𝐽

0,06 𝑚𝑜𝑙= −240,47

𝑘𝐽

𝑚𝑜𝑙

Práctica III

Determinación crioscópica de molalidades

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Sobre la práctica.

OBJETIVOS

Estimación de la constante crioscópica del disolvente a emplear en lapráctica a partir de la medida del descenso crioscópico de una disolución deconcentración conocida respecto del disolvente puro.

Determinación de la molalidad de una disolución problema deconcentración desconocida a partir de la medida del descenso crioscópicode dicha disolución conocida respecto del disolvente puro.

Sobre la práctica.

¿QUÉ ES EL DESCENSO CRIOSCÓPICO?

Se trata de la disminución de la temperatura de congelación de una

disolución respecto del disolvente puro.

Es un propiedad coligativa de las

disoluciones.

Depende de la concentración de soluto, pero no de la naturaleza

del mismo.

∆𝑇𝑐=𝑅 · 𝑇0

2 · 𝑀

1000 · ∆𝐻𝑓· 𝑚 = 𝐾𝑐 · 𝑚

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Determinación del punto de congelación deldisolvente puro (H2O).


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𝑇𝐶 = 𝑇𝐶0 = 0℃

𝜀 = 0%

Determinación de la constante crioscópica deldisolvente puro (H2O).

Se prepara una disolución de 0,500 g de urea en 25 mL de agua.

𝑚 =𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑘𝑔 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒=0,500 𝑔 𝑢𝑟𝑒𝑎 ·

1 𝑚𝑜𝑙 𝑢𝑟𝑒𝑎60,06 𝑔 𝑢𝑟𝑒𝑎

25 𝑚𝐿 𝐻2𝑂 ·1 𝑔 𝐻2𝑂1 𝑚𝐿 𝐻2𝑂

·1 𝑘𝑔1000 𝑔

=8,33 · 10−3 𝑚𝑜𝑙

2,50 · 10−2 𝑘𝑔

𝑚 = 0,33 𝑚𝑜𝑙 · 𝑘𝑔−1

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Este ensayo se ha realizado en un único tubo, sin cámara de aire, por lo que el enfriamientoha sido mucho más rápido de lo que habría sido en caso contrario. Aun así, se ha operado conla agilidad suficiente como para obtener un resultado bastante exacto.


𝑇𝐶 = −0,6 ℃𝑇𝐶0 = 0℃

∆𝑇𝐶 = 0,6℃ ó 𝐾

No se han transformadolos datos termométricosa la escala natural detemperatura (K),ya queen los cálculos seconsideran losincrementos detemperatura, y la sumaalgebraica no se veafectada por un cambiode escala.

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∆𝑇𝑐= 𝐾𝑐 · 𝑚

𝐾𝑐 =∆𝑇𝑐𝑚=0,6 𝐾

0,33𝑚𝑜𝑙𝑘𝑔

= 1,82𝐾 · 𝑘𝑔

𝑚𝑜𝑙

KC exp (K·kg·mol-1) KC tab (K·kg·mol-1)

1,82 1,86

𝜀 = 2%

Determinación de la molalidad de una disoluciónproblema.

𝑀𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎 𝐵

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𝑇𝐶 = −0,5 ℃𝑇𝐶0 = 0℃

∆𝑇𝐶 = 0,5℃ ó 𝐾


∆𝑇𝑐= 𝐾𝑐 · 𝑚

m =∆𝑇𝑐𝐾𝑐=0,5 𝐾

1,86𝐾 · 𝑘𝑔𝑚𝑜𝑙

= 0,29𝑚𝑜𝑙

𝑘𝑔

𝑀𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎 𝐵

𝑚 = 0,29𝑚𝑜𝑙

𝑘𝑔

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Práctica IV

Diagrama de fases de tres componentes

Sobre la práctica.

OBJETIVO

Construcción de un diagrama de fases del sistema triclorometano, ácidoacético y agua a partir de la representación de la curva de solubilidad delsistema y sus rectas de reparto en un diagrama triangular.

CH3COOH

Cl3CHH2O

misciblesmiscibles

inmiscibles

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Determinación de la curva de solubilidad.COMPOSICIÓN EN VOLUMEN DE LAS MUESTRASPREPARADAS PARA DETERMINAR LA CURVA DE SOLUBILIDAD

Muestra VCl3CH (mL) VCH3COOH (mL) VH2O (mL)

1 2 18 19,2

2 5 15 9,1

3 10 10 2,8

4 15 5 0,7

5 18 2 0,5

Determinación de la curva de solubilidad.COMPOSICIÓN EN PESO DE LAS MUESTRAS PREPARADASPARA DETERMINAR LA CURVA DE SOLUBILIDAD

Muestra mCl3CH (g) mCH3COOH (g) mH2O (g) mT (g)

1 2,9 18,9 19,2 41,0

2 7,4 15,8 9,1 32,3

3 14,8 10,5 2,8 28,1

4 22,1 5,3 0,7 28,1

5 26,6 2,1 0,5 29,2

𝜌𝐶𝑙3𝐶𝐻 = 1,476 𝑔 · 𝑚𝐿−1

𝜌𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 1,052 𝑔 · 𝑚𝐿−1

𝜌𝐻2𝑂 = 1,000 𝑔 · 𝑚𝐿−1

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Determinación de la curva de solubilidad.COMPOSICIÓN EN PORCENTAJE EN PESO DE LAS MUESTRASPREPARADAS PARA DETERMINAR LA CURVA DE SOLUBILIDAD

Muestra % Cl3CH % CH3COOH %H2O

1 7,1 46,1 46,8

2 22,9 48,9 28,2

3 52,7 37,4 9,9

4 78,6 18,9 2,5

5 91,1 7,2 1,7

Determinación de la curva de solubilidad.

Los puntos de la curvadeterminan las posiblesproporciones de cada unode los componentes deforma que éstos coexistanen una misma fase.

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Determinación de una recta de reparto.

SUPONGAMOS EN EL DIAGRAMA UN PUNTO TAL QUE…

Cl3CH CH3COOH H2O

V (mL) 11 15 14

m (g) 16,2 15,8 14,0

% (p/p ) 35,2 34,4 30,4


Puesto que el punto nopertenece a la curva, seinterpreta que los trescomponentes no forman unaúnica fase; se distingues dosfases: una inferior, denaturaleza orgánica (rica enCl3CH y con algo deCH3COOH y H2O) y otrasuperior acuosa (rica en H2Oy con algo de CH3COOH yCl3CH).

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¿CUÁL ES LA COMPOSICIÓN DE CADA FASE?

La proporción de ácido acético en cada fase puede determinarse por valoración ácido-base con NaOH factorizado. La proporción del resto de componentes se determinasituación la proporción de ácido acético sobre la curva.

Fase mErlenmeyer (g) mmuestra (g) VNaOH (mL) mCH3COOH (g) % CH3COOH

Superior (B) 51,89 5,94 47,1 2,7 45,5

Inferior (A) 60,93 7,06 19,0 1,1 15,6


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Práctica V

Propiedades molares parciales

Sobre la práctica.

OBJETIVO

Determinación de los volúmenes molares parciales de cada componente enuna disolución.

¿QUÉ ES UNA PROPIEDAD MOLAR PARCIAL?

Son aquellas propiedades de un sistema que, manteniendo P y T constantes,son función únicamente del número de moles de cada uno de loscomponentes del sistema.

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Sobre la práctica.

EL VOLUMEN MOLAR PARCIAL

En disoluciones reales, los volúmenes no son aditivos y la contribución de nmoles de cada componente al volumen de la mezcla es lo que se conocecomo volumen molar parcial.

Cuando se considera una sustancia pura únicamente, su volumen molarparcial es igual a su volumen molar, es decir, el volumen que ocupa un molde esa sustancia.

El volumen molar parcial de un componente en una disolución puededefinirse entonces como el producto del número de moles de dichocomponente por su volumen molar.

𝑉𝑅 = 𝑉𝑀(𝐴)∗ + 𝑉𝑀(𝐵)

∗ = 𝑛𝐴 · 𝑉𝑀(𝐴) + 𝑛𝐵 · 𝑉𝑀(𝐵)

Determinación de los volúmenes necesarios parala preparación de las muestras de CH3OH-H2O.

Muestra XH2O XCH3OH VH2O (mL) VCH3OH (mL)

1 0,2 0,8 18,0 2,0

2 0,4 0,6 15,5 4,5

3 0,6 0,4 12,0 8,0

4 0,8 0,2 7,2 12,8

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Preparación de las muestras de CH3OH-H2O ydeterminación de su fracción molar exacta.

Muestrammatraz

(g)mmatraz+CH3OH

(g)Mmatraz+CH3OH+H2O

(g)mCH3OH

(g)mH2O

(g)

CH3OH - - - - -

1 21,81 35,99 37,92 14,18 1,93

2 21,04 33,25 37,59 12,21 4,34

3 20,79 30,31 38,19 9,52 7,88

4 21,31 27,02 39,69 5,71 12,67

H2O - - - - -

Preparación de las muestras de CH3OH-H2O ydeterminación de su fracción molar exacta.

Muestra nCH3OH (mol) nH2O (mol) XH2O

CH3OH - - 0,00

1 0,43 0,11 0,20

2 0,37 0,24 0,39

3 0,29 0,44 0,60

4 0,17 0,70 0,80

H2O - - 1,00

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Cálculo de densidades con picnómetro yvolúmenes molares medios.

Muestra XH2O XCH3OH 𝐌 (g/mol) mT (g) mlíq (g) ρ (g/mL)

𝐕𝐌(mL/mol)

CH3OH 0,00 1,00 33,0 23,96 9,02 0,79 41,41

1 0,20 0,80 30,0 24,32 9,38 0,83 36,14

2 0,39 0,61 27,0 24,58 9,64 0,85 31,76

3 0,60 0,40 24,0 25,23 10,29 0,91 26,37

4 0,80 0,20 21,0 25,72 10,78 0,95 22,11

H2O 1,00 0,00 18,0 26,24 11,32 0,99 18,18

mpic (g) mpic+H2O (g) mH2O (g) T (ºC) ρH2O (g/mL) Vpic (mL)

14,94 26,24 11,30 20 0,9982071 11,32

Volumen molar de CH3OH y H2O(método gráfico).

𝑉𝑀 𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 40,5 𝑚𝐿 · 𝑚𝑜𝑙−1

𝑉𝑀 𝐻2𝑂 = 17,5 𝑚𝐿 · 𝑚𝑜𝑙−1

𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 0,39

08/04/2015

27

Volumen molar de CH3OH y H2O(método analítico).

𝑓 𝑥 = 2,7942𝑥2 + 20,551𝑥 + 18,066 (𝑚𝐿/𝑚𝑜𝑙)

𝑦 𝑥 − 𝑓 𝑥0 = 𝑓′ 𝑥0 (𝑥 − 𝑥0)

𝑓′ 𝑥 = 5,5884𝑥 + 20,551 (𝑚𝐿/𝑚𝑜𝑙)

𝑃𝑎𝑟𝑎 𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 0,39𝑓 0,39 = 26,51 (𝑚𝐿/𝑚𝑜𝑙)𝑓′ 0,39 = 22,73 (𝑚𝐿/𝑚𝑜𝑙)

𝑦 𝑥 = 22,73𝑥 + 17,64 (𝑚𝐿/𝑚𝑜𝑙)

𝐶𝑢𝑎𝑛𝑑𝑜 𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 0,00𝑦 0,00 = 17,64 𝑚𝐿/𝑚𝑜𝑙 = 𝑉𝑀 𝐻2𝑂

𝐶𝑢𝑎𝑛𝑑𝑜 𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 1,00𝑦 1,00 = 40,37 𝑚𝐿/𝑚𝑜𝑙 = 𝑉𝑀 𝐶𝐻3𝑂𝐻

Volumen de una disolución real.

nCH3OH (mol) nH2O (mol) XCH3OH

0,24 0,37 0,39

𝑉𝑅 = 𝑉𝑀(𝐶𝐻3𝑂𝐻)∗ + 𝑉𝑀(𝐻2𝑂)

∗ = 𝑛𝐶𝐻3𝑂𝐻 · 𝑉𝑀(𝐶𝐻3𝑂𝐻) + 𝑛𝐻2𝑂 · 𝑉𝑀(𝐻2𝑂)

𝑉𝑅 = 0,24 𝑚𝑜𝑙 · 40,37𝑚𝐿

𝑚𝑜𝑙+ 0,37 · 17,64

𝑚𝐿

𝑚𝑜𝑙= 9,67 𝑚𝐿 + 6,53 𝑚𝐿 = 16,20 𝑚𝐿

[QF I P 06] Memoria de Practicas

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