06 de Septiembre de 2012

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERIAS CAMPUS GUANAJUATO

Laboratorio de Fisicoquímica

Practica 3 y 4 “Equilibrio de un sistema liquido de tres componentes, y Propiedades Coligativas”

Presentan:

Oscar Efraín Fernández Delgado

Juan Emmanuel Ramírez Urtiz

Yvan Arroyo Ganem

OBJETIVOS:

1. Representar un equilibrio de fases para el sistema cloroformo – ácido acético – agua vía triangulo de Gibbs – Roozeboom; identificando las líneas de unión componentes en el sistema mencionado.

2. Elucidar sobre la cuantía de las propiedades coligativas vía trabajo experimental, demostrando y comprobando tanto la variación del punto de ebullición y fusión en una disolución, como el peso molecular del componente soluto en la misma.

INTRODUCCION

PRIMERA PARTE

Tanto en los campos de la Termodinámica y la química nos toparemos con un contexto diferente al que hemos trabajo, un contexto menester para facilitar todo equilibrio en la materia, ya sea en su estado solido, líquido o gaseoso. En fisicoquímica un sistema representa aquel medio físico donde se favorecerá una interacción entre varios compuestos, sin generar una reacción, donde se observaran cambios de fase, de estado de agregación, disolución de sustancias solidas, redistribución de los componentes entre dos disolventes, inestabilidad del soluto ante ambos disolventes, etc., a este tipo de sistemas que muestran mencionadas propiedades los conoceremos como sistemas heterogéneos. [1][2]

Dentro de todo sistema heterogéneo tenemos sustancias adeptas a él, cada sustancia posee diferentes capacidades entre si, pero solo aquellas sustancias capaces de existir fuera del sistema mencionado son consideradas sustancias componentes del sistema. Una de las leyes que nos elucida con mayor certeza este fenómeno es la Ley de reparto de Nernst; donde teniendo tres componentes de carácter liquido ó uno de carácter solido en relación con dos de carácter liquido, existirá una distribución del componente soluto en los dos disolventes no miscibles, mostrando una proporción en las actividades a una determinada temperatura, debido a que el soluto ejerce actividad en cada uno de los disolventes. [1][2][4]

La ley de reparto de Nernst se dilucida por la siguiente formula:

K = aA / aB

Donde K es una constante con respecto a la relación existente entre la actividad del soluto del primer disolvente (aA) y la actividad del soluto en el segundo disolvente (aB), gracias a esta propiedad, dicha ley posee un amplia gama en sistemas tanto industriales como farmacéuticos. [1][2]

Dentro de todo proceso industrial, nos toparemos con que dichas propiedades en un sistema se determinan por el número de sustancias componentes en el mismo, y para ello nos auxiliamos en los grados de libertad que representan a las componentes del sistema; por lo tanto tendremos para un sistema ternario que sus faces estarán determinadas por los grados de libertad (L) que estarán dados por L = 5 – F; por lo tanto, si existe una sola fase (F), L = 4 y para una representación geométrica completa será necesario utilizar un diagrama espacial tetradimensional (diagrama de Gibbs- Roozeboom). El diagrama de Gibbs – Roozeboom elucida el comportamiento en los sistemas ternarios vía un diagrama bidimensional donde la presión y temperatura permanecen constante y sus componentes viene descritos por los vértices del triangulo ABC correspondientes al componente puro de la sustancia descrita. [4]

Triangulo de Gibbs – Roozeboom

Figura 1.- Triangulo de Gibbs, representativo a las fases en las sustancias componentes del sistema ternario, donde los vértices ABC representan la pureza total de la sustancia y los vértices opuestos una ausencia de la indicada.

En esta práctica representamos un diagrama similar para nuestras tres componentes: en este caso el ácido acético- cloroformo y agua.

Segunda Parte

Dentro de todo trabajo experimental nos toparemos con un concepto bastante importante a considerar a la hora de trabajar con disoluciones de todo tipo, en especial disoluciones farmacéuticas, ya que ciertas propiedades adeptas a la solución nos indican su eficacia como producto químico. En toda disolución debemos mencionar que existen diversos factores presentes que pueden afectar sus propiedades termodinámicas, tales como su punto de ebullición, fusión, presión de vapor en el solvente y presión osmótica; a tales propiedades modificadas les llamaremos propiedades coligativas, debido a que las mismas dependerán más de la cantidad de soluto disuelta en el solvente, que de la naturaleza del mismo. [2][3]

Representación esquemática de las propiedades coligativas

Figura 2.- Representación grafica sobre las propiedades determinadas por el soluto en un disolvente (Diagrama Presión de Vapor - Temperatura)

Tales propiedades mencionadas afectaran diversas funciones en la disolución, en especial su punto de ebullición, puesto que tendera a aumentar por añadidura de un soluto no volátil, posera mayor punto de ebullición que el solvente en estado puro, y mayor presión en su sistema. [3][4]

El diagrama estructura el comportamiento dentro del sistema, en donde observaremos: Curva AB (presión de vapor del disolvente puro), curva CD (curva presión de vapor temperatura en la disolución), variables que nos describen la función del sistema a una presión y temperatura determinadas, podemos observar que bajo estas variables puede modificarse el sistema solo si las condiciones cambian.[2][3]

Con base a la descripción de nuestro sistema anterior no es fácil determinar que esta pasando con los puntos E y F, para hallar su relación nos auxiliamos de la ecuación de Clausius Clapeyron.[1]

ln Po / P = Hy / R [T – T0 / TT0 ]

Existe una relación entre las presiones de vapor (P y P0) en la solución a temperaturas (T y T0 ) Respectivamente, donde ΔHv representa el calor de vaporización por mol de disolvente de la solución.

[1][2][3]

Disminución del punto de fusión.

Si disolvemos un soluto no volátil en un solvente, observaremos que su punto de ebullición aumentara, pero que pasa cuando el soluto no es volátil, cual será su relación con respecto al solvente puro. Si se disuelve soluto en un solvente liquido su punto de congelación será menor que el solvente puro, donde su descenso de temperatura será proporcional al numero de moles del soluto disueltos en una cantidad determinada de solvente. [1][2][3][4]

Esta relación la dilucidamos como:

ΔTf = Kfm

Con:

Kf = M0RT02/1000ΔHf

Donde:

Kf = constante crioscópica o constante molal de descenso en el punto de congelación.

m = molalidad de la disolución en moles/kg de disolvente. M0 = peso molecular del disolvente

R = constante universal de los gases. T0 = punto de congelación del disolvente puro.

ΔHf = entalpía molar de fusión del disolvente puro.

CUESTIONARIO PREVIO

1. ¿Qué es una disolución, disolución saturada, una no saturada y una sobresaturada?

Disolución.- mezcla homogénea a nivel molecular y iónico de dos o mas sustancias, que no reaccionan entre si, y cuyos componentes se encuentran en proporción que varia entre ciertos limites. [2][3][4]

Disolución saturada.- Posee un equilibrio entre el soluto y el solvente a una temperatura dada, en donde si se eleva la temperatura observaremos mayor capacidad del solvente para poder disolver al soluto, debido a que la cantidad de soluto es mayor a la del solvente.[2][3][4]

Disolución no saturada.- Aquella solución que no posee la cantidad máxima de soluto sobre el solvente para una temperatura y presión determinadas. [2][3][4]

Disolución sobresaturada.- aquella solución en la que observamos mayor proporción de soluto de la que puede haber en un sistema de equilibrio a temperatura y presión constantes. [2][3][4]

2. ¿Qué es: solubilidad, solubilidad parcial, total e insolubilidad?

Solubilidad.- representa la capacidad de una determinada sustancia (soluto) para disolverse en un determinado medio (solvente) a una temperatura constante. [1][3]

Solubilidad parcial.- capacidad que posee una determinada sustancia (soluto) para disolverse parcialmente en un determinado medio (solvente) a una temperatura constante y presión variable. [1][3]

Solubilidad total.- Aquella solución en donde se disuelve totalmente y en proporción, una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (solvente) a una temperatura y presión constantes y favorables para facilitar dicho proceso. [1][3]

Insolubilidad.- incapacidad para determinada sustancia (soluto) de disolverse en un determinado medio (solvente) debido a que las condiciones de temperatura y presión no son las adecuadas para llevarse acabo la disolución. [1][3]

3. De acuerdo con la naturaleza del soluto y disolvente ¿cuántos y cuales son los tipos de disoluciones se pueden formar?Según la cantidad de soluto agregada al solvente , pueden ser diluidas poco soluto , concentrada mayor soluto en el solvente , sobresaturada el solvente ya no puede disolver mas soluto pero aun hay una fase y sobresaturada ahí mas soluto que solvente y no se puede disolver.

4. ¿Que es la constante ebulloscopia?

Representa la propiedad del disolvente puro, no dependiente del soluto, para ascender su temperatura de ebullición con 1 mol de sustancia presente. [1][4]

5. ¿Que es la constante crioscopica?

Aquella que mide el descenso de la temperatura de congelación de un líquido cuando se añade un soluto no volátil. [1][4]

6. Explicar a que se le llama disolución hipo-, hiper- e isotónica.

Disolución Hipotónica.- aquella disolución que posee menor concentración de soluto en el medio exterior con relación al medio interior de una célula, se caracteriza porque al entrar el agua puede causar una hemolisis (ruptura de células). [4]

Disolución Hipertónica.- aquella disolución que posee mayor concentración de soluto en su medio externo, se caracteriza por provocar una crenación en células, donde toda célula pierde agua. [4]

Disolución Isotónica.- aquella disolución que se caracteriza porque la concentración del soluto es similar que la de una célula, ya sea en ambiente tanto externo como interno. Llamada también suero fisiológico [4]

7. Mencionar por lo menos tres ejemplos de membranas semipermeables. Celofán Las paredes de una célula Papel filtro

MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPO

Primera parte

Material Reactivos3 Buretas de 25 ml Disolución valorada de NaOH 0.1 N

1 Gradilla Disolución de fenolftaleína al 1%2 Pinzas para bureta Ácido acético glacial

1 Anillo metálico Cloroformo1 Baño maría a 40 ºC

14 Tubos de ensayo de 30 ml con tapón2 Soportes universales

2 Embudos de separación de 50 ó 100 ml2 Probetas de 50 ml

5 Vasos de precipitados de 100 ml4 Matraces Erlenmeyer de 100 ml

1 Termómetro -10 a 200 ºC

Segunda Parte

Material Reactivos2 soportes universales Etilénglicol

2 pinzas de tres dedos con nuez. Agua destilada1 refrigerante Liebig

1 termómetro.1 termómetro diferencial.

1 matraz balón1 juego de conexiones para destilación.

2 matraces Erlenmeyer1 parrilla eléctrica

1 bomba para recircular agua

.

DIAGRAMAS DE FLUJO – METODOLOGIA .

Isotermas de equilibrio de fases en un sistema de tres componentes

Determinación de las líneas de unión

Propiedades Coligativas 1

Preparar mezclas de ácido acético como

se indica en tubos de ensayo de 30 ml.

Medir volumen de cada sustancia con

ayuda de bureta

Realizar Mezclas anteriores a Temperatura

ambiente

Agregar agua destilada a cada tubo por medio

de una bureta, gota gota hasta enturbiar

Después de cada gota adicionada agitar la mezcla y observar la

apariencia

Llevar un registro adecuado de los

experimentos

Con los datos del registro construir la

isoterma correspondiente

Marcar 2 embudos de separación con A y B y colocar las mezclas

señaladas

Agitar ambas mezclas durante 30 min. De manera continua

liberando el exceso de presión interna

Después del tiempo dejar reposar durante

15 minutos

Separar la fase etérea de la fase acuosa, medir el

volumen total y la densidad década fase

Tomar con una pipeta 0.1 ml de cada fase y colocarla en matraz

Erlenmeyer

Adicionar 50 ml de agua destilada y titular con NaOH 0.1 N valorado previamente

empleando fenolftaleína como indicador

Repetir punto anterior por duplicado tanto para la fase orgánica como

para la acuosa

Montar equipo para punto de ebullición de acuerdo con la figura

Determine el punto de ebullición del agua destilada,

antes de iniciar el calentamiento agregar perlas

Colocar el agua destilada y el EG en un matraz bola de acuerdo

Propiedades Coligativas 2

RESULTADOS

Montar equipo para punto de ebullición de acuerdo con la figura

Determine el punto de ebullición del agua destilada,

antes de iniciar el calentamiento agregar perlas

Colocar el agua destilada y el EG en un matraz bola de acuerdo

Anotar observaciones

Agitar la disolución continua y vigorosamente

con movimientos verticales a una frecuencia de 1 por

segundo

Repetir el experimento añadiendo 1 gr de urea

mas la disolución anterior y determinar de nueva cuenta

el descenso

Pese al tubo de ensayo pequeño y luego por

diferencia pesar alrededor de 1 gr de

Urea en él

Añadir el tubo hasta que se haya disuelto la urea por completo y se tenga una disolución uniforme

Colocar este tubo dentro del tubo grande para armar el equipo

Tomar lecturas de temperatura cada minuto para elaborar la curva de enfriamiento en disolución

(PRACTICA 4 ):Para saca el peso molecular experimental se comparo la formula de las Propiedades coligativas . Usando la del punto de ebullición y se comparo con la ecuación de la recta:

Etilenglicol(g) Agua (g)Molalidad (gB/KgA)

T.Ebullición (C°) Aumento de T (C°)

0 25 0 95 02.5 22.5 1.792 96 1

5 20 4.032 98 310 15 10.75 100 5

Delta T = Kb(M) : Y=mx Donde delta t son las componentes en y la concentración que se puede expresar como gb/Kga la x y la pendiente seria Kb/Pm donde se despeja peso molecular :

0 100 200 300 400 500 600 700 8000

1

2

3

4

5

6

f(x) = 0.00737414965986394 x + 0.35525321239607R² = 0.940863727788667

Series2Linear (Series2)Linear (Series2)

gB/KgA

DELT

A T°

Grafica 1 : Concentración (Gb/KgA) vs Disminución de Temperatura (C°)

En la grafica se muestra el descenso de temperatura de acuerdo a la concentración entre mas concentración aumenta el punto de ebullición.

De acuerdo a la formula Kb/PM=0.0074 despejando Pm=0.512/0.0074 El resultado es: 69.189g/mol experimental .El dato teórico es de 66 g/mol. Sacando el porcentaje de error da un error de 11%. Esta desviación de acuerdo al PM teórico pudo haber sido por la pureza del etilenglicol , puede ser que el etilenglicol que usamos no era puro en su totalidad y esto provoco que el peso molar nos dio con 11% de error. Aunque no es una error tan grande porque se tiene casi el 90% de acierto.

Para determinar la k de ebullición experimental se llevo a cabo el mismo procedimiento con Delta t = Kb(m) comparándola con la ecuación de la recta y=mx donde y va a ser Delta t y x la molalidad. Realizando la grafica obtendremos la Kb experimental.

0 2 4 6 8 10 120

1

2

3

4

5

6

f(x) = 0.457325763766728 x + 0.355070697832564R² = 0.940897375603187

Series2Linear (Series2)Linear (Series2)

Molalidad

Delta

T°

Grafica 2 : Molalidad vs Disminución de Temperatura

En la grafica se muestra el comportamiento de la Molalidad del Etilenglicol con el aumento de temperatura que causo la cantidad de concentración.

De la formula Delta t = Kb(m) se saco la Kb con la pendiente de la recta y salió una Kb de 0.4573 experimental. La KB teórica es de 0.512. De acuerdo a la obtenida se tiene un error de 10.6%. La KB del agua podría variar debido a que el punto de ebullición del agua es un poco menor que a diferentes alturas a nivel del mar ese pudo haber sido un factor que causo un 10% de error. También tendría que ver la pureza del etilenglicol porque si es más puro la concentración sería diferente y esto podría causar coincidir con el dato teórico o acercarse mas a él.

Resultados del punto de congelación del agua con la urea. Los resultados se sacaron igual que los pasados del etilenglicol. Con los datos experimentales de la urea

Urea(g) Agua (g) Molalidad Aumento de T (C°)0 0 0 0

1 10 1.666 -4

2 10 3.333 -7

0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5

-8

-7

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0f(x) = − 2.1001799519832 x − 0.167066806678663R² = 0.993214832427081

Series2Linear (Series2)Linear (Series2)

Molalidad

Delta

T°

Grafica 3: Molalidad vs Disminución de Temperatura

En la grafica se muestra la disminución de temperatura de acuerdo a la concentración de la urea .De la formula Delta t = Kc(m) : y=mx donde la componente en y es la delta T la componente en x es la concentración y la pendiente será la constante. de los resultados k=2.100 experimental , la teórica es 1.86. El error es de 12.9%. Este error se pudo haber generado por alguna medida mal hecha echarle más Urea de la que era o también la Urea utilizada no era tan pura. Esto causa el error que es un poco grande.

Grafica 4 : Concentración vs Disminución de temperatura

En esta grafica se muestra el comportamiento de la concentración de la urea para determinar el PM experimental de la urea se comparo la ecuación de Delta t =Kc(m). donde m se puede expresar como (m/Pm)/kg. Comparando con la ecuación de la recta y=mx. donde Delta T es "y" y m/kg es "x", y la pendiente vendría siendo Kc/Pm Despejando Pm=1.86/0.035 , PM experimental =53.15 g/mol y el teórico es 60 g/mol. El porcentaje de error es de 11.4% . Donde se aprecia que el error no es mucho esto puede haber sido por la pureza del soluto que no era tan puro y causo esto. O por no medir bien el peso del mismo.

0 50 100 150 200 250

-8

-7

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0f(x) = − 0.035 x − 0.166666666666666R² = 0.993243243243243

GB/KgA

Delta

T°

Revisando nuestros resultados obtenidos, pudimos apreciar en nuestra grafica como el agua y el cloroformo presentan una miscibilidad parcial, indicando que toda composición que esta contenida en ella dará una formación de dos capas saturadas, una acuosa y otra orgánica, formando ambas disoluciones ternarias conjugadas gracias a las cuales se pudo titular posteriormente con NaOH empleando fenolftaleína como indicador.

Las líneas de unión inscritas dentro de la curva binodal tienen pendientes distintas, no horizontales, tal como se aprecia. Este comportamiento era esperado puesto que al aumentar las solubilidades mutuas del cloroformo y el agua en presencia de ácido acético; se aprecia claramente como el ácido acético posee mayor solubilidad en cloroformo que en agua destilada.

La formación de las dos capas es resultado de la mezcla en cantidades relativas de los componentes, que en este caso excedían la solubilidad mutua, arrojando como resultado una pequeña laguna de miscibilidad entre el agua y cloroformo.

También observamos nuestro punto máximo de la curva binodal, difiriendo del punto de pliegue, el cual se explica por la ley de distribución y reparto de Nernst debido a que la naturaleza de las dos capas no permanecen constantes.

DISCUSION

Dentro de nuestros resultados experimentales apreciamos que toda composición que este fuera de la curva binomial, arrojara una disolución homogénea de los tres componentes líquidos en un sistema ternario, para este caso fue necesario, según la literatura, dos grados de libertad, puesto que nuestra presión fue constante y se iba desechando al momento de agitar y mezclar nuestros componentes, por lo tanto nuestro diagrama fue isotermo, según ámbito literarios esta resolución es correcta.

Para conocer nuestro tercer componente necesitamos, según la literatura, fijar la composición en nuestros dos componentes y aplicar regla de las fases dentro de nuestra curva binodal, siendo menester solo un grado de libertad, puesto que mayores grados afectarían nuestra resolución debido a que hubo dos fases. Al fijar la composición de uno de los tres líquidos quedo definido nuestro sistema gracias a las líneas de unión, esta resolución según la literatura es correcta.

Observamos un punto de pliegue, el cual nos indico la cantidad de ácido acético distribuida tanto en la fase acuosa como nuestra fase orgánica; según la literatura el ácido acético debe quedar distribuido de igual forma, pero diferimos de ello debido a que cuando realizamos la titulación con NaOH observamos cómo se daba con mayor velocidad la coloración esperada en ambos compuestos, en estos casos la fase orgánica necesito menor cantidad de NaOH que la fase acuosa.

CONCLUSIONES

Se reviso y comprobó para todo sistema integrado por tres componentes líquidos (ternario), la formación de disoluciones ternarias conjugadas con dos capas saturadas, acuosas y orgánicas, descrita por una par de líquidos miscibles dentro del sistema.

El ácido acético es más soluble en cloroformo debido a sus propiedades químicas moleculares de dicho compuesto, que en el agua; formando pendientes no horizontales y distintas entre si.

BIBLIOGRAFIA

[1] Thomas Engel, Philip Reid. (2007). Introducción a la Fisicoquímica: Termodinámica. Editorial Pearson. 584 paginas

[2] Ira N. Levine. (2004). Fisicoquímica “vol. 1”. Editorial Mc Graw Hill Interamericana. 513 paginas

[3] Raymond Chang. (2008). Fisicoquímica. Editorial Mc Graw Hill Interamericana. 1040 paginas

[4] Hans Kuhn. (2012). Principios de Fisicoquímica. Editorial Cengage Learning. 1093 paginas