Zzzzmanual Prac Fq-1 Sem-2009-2 Cuarto Sem

1

TECNOLÓGICO DE ESTUDIOS SUPERIORES DE ECATEPEC

DIVISIÓN DE INGENIERÍA QUÍMICA Y BIOQUÍMICA

INGENIERÍA QUIMICA

ECATEPEC, EDO. DE MÉXICO

2

ACADEMIA DE CIENCIAS DE LA INGENIERÍA

MANUAL DE FISICOQUÍMICA I

CUARTO SEMESTRE

ELABORADO POR:

SABINO JIMENEZ HERNANDEZ GERARDO VAZQUEZ FLORES

3

PRESENTACIÓN En el presente manual de prácticas de la materia de fisicoquímica I para la

carrera de ingeniería Química se proponen 6 temas de trabajos experimentales relacionados con los temas que son en su momento estudiados en las clases de teoría.

Los cinco temas de trabajos experimentales tienen una presentación que

consta de las siguientes secciones:

Conocimientos previos para poder acceder a los conocimientos por

adquirir

Objetivo de la experimentación

Hipótesis que puede ser establecida por el alumno con ayuda del profesor a partir del objetivo

Introducción en la cual contendrá los conceptos generales y específicos que el alumno necesita para la reali zación de su experimentación.

Relación de equipo necesario.

Materiales y reactivos necesarios.

Procedimiento que debe ejecutarse ( en forma de diagrama de bloques)

Recomendaciones para registro de datos de los resultados obtenidos.

Análisis de resultados.

Cuestionario que será guía para la presentación de un informe por escrito de acuerdo a la metodología científica.

La razón de ser de estas actividades experimentales es hacer consciente al

alumno que la ejecución correcta de una práctica se encuentra facilitada si se ha logrado efectuar un trabajo previo de investigación reflexionada y planeada sobre lo que se pretende realizar experimentalmente. El trabajo de asimilación

de las experiencias y observaciones vividas en el laboratorio no termina cuando se obtuvo el resultado de la misma. La labor científica de estas actividades

requiere de la organización de los resultados experimentales obtenidos, del análisis reflexivo de la discusión de los mismos y de su comunicación ordenada mediante un informe de trabajo.

En todas las prácticas, se pretende que el alumno desarrolle sus

capacidades cognitivas a partir de la ejercitación de las habilidades como la observación, análisis, síntesis, etc., que propicien su creatividad e innovación, y que le permitan aplicar e interrelacionar los conocimientos teóricos

impartidos en la clase de teoría y los adquiridos en otras actividades experimentales realizadas con anterioridad.

Los seis trabajos experimentales son parte de la formación educativa del

alumno y el antecedente de un trabajo científico-experimental más amplio y

complejo que le permita profundizar en el área de esta disciplina.

4

INDICE

PRACTICA No. TITULO PAG. 1

DETERMINACIÒN DE LA CAPACIDAD CALORIFICA Cp DE LIQ Y SÒLIDOS

5

2 ELABORACIÒN DE CURVAS P, V Y L ,V

12

3 PROPIEDADES MOLARES PARCIALES

16

4 ENTALPÍA DE VAPORIZACIÓN

21

5 EQUILIBRIO LIQUIDO-VAPOR

27

6 PROPIEDADES COLIGATIVAS

32

7 EQUILIBRIO LIQUIDO-LIQUIDO 37

5



ASIGNATURA: FISICOQUÍMICA I CARRERA: INGENIERÍA QUÍMICA

PRÁCTICA No. 1

DETERMINACIÓN DE LA CAPACIDAD CALORÍFICA ESPECÍFICA

I.- RELACIÓN DE CONOCIMIENTOS:

Conocimientos requeridos Conocimientos por adquirir

Expresión matemática de la ley cero

de la Termodinámica Expresión matemática del calor y sus

unidades.

Caloría.

Calor específico

Capacidad calorífica

Capacidad calorífica molar

II.- OBJETIVO:

Determinar la capacidad calorífica y el calor específico del unicel y de un metal

a través del uso de un calorímetro simple. III.- HIPÓTESIS: el alumno elaborara una hipótesis de trabajo

V.- INTRODUCCIÓN:

La capacidad calorífica es la cantidad de calor que requiere un sistema o una sustancia para incrementar su temperatura en una unidad mientras que el

calor específico es el calor que requiere un gramo para incrementar su temperatura en un grado.

La determinación del calor específico se lleva a cabo principalmente bajo dos procesos, a presión constante y a volumen constante.

Experimentalmente se encontró que los calores calculados a presión constante

y a volumen constante aplicados a una misma masa y para el mismo incremento de temperatura eran diferentes por lo que la adición de calor es una

propiedad de trayectoria.

Por lo que el calor calculado mediante las expresiones es el que requiere la masa para incrementar su temperatura desde una temperatura inicial hasta una

temperatura final, cuando la adición de calor se ha efectuado mediante un proceso a presión constante.

6

VI.- EXPERIMENTO:

MATERIAL DE LABORATORIO:

No Material Cantidad

1 Calorímetro (vaso de unicel de 1lt y 250 ml con tapa) 2

2 Termómetro de -10 a 110 º C

2

3 Agitador de vidrio

1

4 Probeta de 250 mL de vidrio

1

5 Vaso de precipitados de 500 mL

2

6 Tubo de ensaye con tapón

1

7 Tripié con rejilla asbesto

1

8 Mechero de bunsen

1

REACTIVOS:

No Características Cantidad

1 AGUA CORRIENTE 100 ML

EQUIPO DE LABORATORIO:


1 Balanza analítica o granataria 1

7

METODOLOGÍA: Para determinar experimentalmente la constante “ K “de un calorímetro es

necesario seguir los siguientes pasos.

Determinación del calor de neutralización, entre un ácido monoprotico fuerte y una base fuerte.

a) Se preparan 5 ml de ácido nítrico 10 N (d= 1.42, 70% de pureza) y se deja enfriar a temperatura ambiente antes de ser usado.

b) En un calorímetro de constante conocida, se mezclan 25 ml de NaOH en

50 ml de agua( se hacen las observaciones y se presentan en un gráfico) (punto 1 )

c) Por cada 25 ml de sosa contenidos en el calorímetro añadir 2.5 ml del HNO3 preparado anteriormente.( las observaciones se representan en el mismo gráfico. ( punto-2)

d) Después de terminar con las observaciones termométricas, se añadió a la solución del calorímetro una gotas de anaranjado de metilo. Si la

solución es aun alcalina, titularse con HCl 0.1 N Esta operación nos indica la cantidad de sosa que no se neutralizó.

e) También se determino la elevación de la temperatura al añadir 2.5 mlo

de HNO3 10 N.

a) Colocar 40 mL de agua a temperatura ambiente al calorímetro.

(Vaso de unicel de 250 ml en uno de 500-1000 ml de capacidad ver dibujo anexo )

Tapar y agitar suavemente. Registrar la temperatura minuto a minuto durante 15 min hasta obtener 10 registros con el mismo valora a una temperatura constante (T1 ).

Anota tus resultados en la bitácora.

Calentar 40 gr de agua 8 º C mayor a T1 Registrar temperatura de la

mezcla (T 2)

Transferir el agua caliente rápida y cuidadosamente al calorímetro que tiene el agua fría. Registrar la temperatura de mezcla minuto a minuto como el paso anterior hasta econtrar 10 Temp iguales (T3)

Hacer los cálculos para obtener la constante del calorímetro (Ver Anexo -1)

ADICIONAL( COMENZAMOS DE NUEVO)

Después de caracterizado el calorímetro determinar los calores de absorción, de reacción, de fusión y el de disolución. Con ácidos fuerte/base fuerte, agua / sal inorgánica, granalla de un metal (no polvo), etc..

8

Calculos Datos

a)Vcal agua + sosa b) HNO3 añadido 2.5 ml este tiene 1.25 ml de agua sumarsela a los 75 ml inicial.

c) K cal

ΔT corr

Sol Que reacciona resultado de la titulación. Mol-g de base y ácido neutralizado. VII.- ANÁLISIS DE RESULTADOS:

1. Cálculo de la capacidad calorífica del calorímetro

Calor cedido por el agua adicionada = calor ganado por el calorímetro y el agua contenida en el.

1312133221 TTmCpTTCTTmC PCP

Donde:

Cp1 = Calor especifico del agua a una )(2

1321 TTT


1132 TTT

m1= Masa contenida en V1 utilizando la densidad del agua @ T1

m2 = Masa contenida en V2 utilizando la densidad del agua @T2 Cc = Capacidad calorífica del calorímetro.

2. Calculo de la capacidad calorífica específica del metal.

3543355 54 TTmCpTTCTTmCp Ce

Donde: Cpe = Capacidad calorífica del estaño


146 TTT

m4= Masa contenida en V4 utilizando la densidad del agua @ T4

3. Calcular el calor especifico promedio del estado con los datos de las

tres corridas, Cp

9

VIII.- CONCLUSIONES:

Deben ir referidas al logro de los objetivos o a la comprobación de la hipótesis de la experiencia.

IX.- CUESTIONARIO:

1) Compara el resultado obtenido del Cp con el reportado en la bibliografía, expresa tus comentarios

2) Explica físicamente que significa el calor especifico de la materia 3) Explica que tipo de función es Cp 4) Explica la diferencia entre la capacidad calorífica y capacidad

calorífica molar y la capacidad calorífica especifica 5) Escribe las unidades en las que se expresan las siguientes

magnitudes, en el sistema CGS

Capacidad calorífica Capacidad calorífica molar

Capacidad calorífica especifica

X.- BIBLIOGRAFÍA

No. Autor / Año Título Editorial / Edición

1 Smit, J.M. y Van Ness.

Introducción a la

termodinámica en IQ.

5a edición

McGraw- Hill

2 Manrique, J.A.

Termodinámica Ed. Harla.

3 Levine, I.N. Fisicoquímica 4a edición,

volumen 1. McGraw Hill.

10

XI.- APÉNDICES.

TABLA 1. DATOS EXPERIMENTALES

V1 (ml) T1 ° C V2 mL T2 °C T3 °C

TABLA 2 DATOS EXPERIEMNTALES

CORRIDA V4 (ml) T4(°c) M5 (g) T5(°c) T6(°c)

1

2

3

CALORIMETRO

11




CONSTRUCCION DE CURVAS P-V, T-V PRÁCTICA No. 2



Leyes de la conservación

Termodinámica química

Estequiometría

Propiedades físicas de las soluciones

Equilibrio de fases

Análisis dimensional

Soluciones ideales y no ideales

Análisis volumétricos

Representación gráfica de

datos de equilibrio líquido-vapor en diagramas:

a) Temperatura-composición b) X-Y

Solución de problemas de equilibrio líquido-vapor.

II.- OBJETIVOS: Construir un diagrama de equilibrio líquido vapor P, V T, V a

partir de mediciones experimentales

III.- HIPÓTESIS:

IV.- INTRODUCCIÓN:

se parte de una mezcla de dos sustancias en la que sólo una de ellas es volátil, se pueden separar ambas mediante una destilación. El componente

más volátil se recogerá por condensación del vapor y el compuesto no volátil quedará en el matraz de destilación. Si ambos componentes de una mezcla son volátiles la destilación simple no logrará su completa destilación. La

mezcla comenzará a hervir a una temperatura intermedia entre los puntos de ebullición de los dos componentes, produciendo un vapor que es más rico en el

componente más volátil (de menor punto de ebullición). Si condensamos este vapor obtendremos un líquido enriquecido notablemente en este componente,

mientras que el líquido que queda en el matraz estará enriquecido en el componente menos volátil (mayor punto de ebullición). Por tanto, en una destilación simple no conseguimos separar completamente las dos

sustancias volátiles.

Para conseguir esta separación habría que someter a nuevas destilaciones tanto el destilado como el residuo obtenido. Esto haría el destilado cada vez más rico en el componente más volátil separando éste del

menos voláti l. Las llamadas columnas de destilación efectúan este proceso de

12

modo continuo. En una columna de destilación el vapor se condensa y se

vuelve a destilar muchas veces antes de abandonar la columna. Normalmente se recogen pequeñas fracciones de producto destilado, llamándose al proceso destilación fraccionada.

Existen sustancias que en ciertas proporciones forman mezclas llamadas azeotrópicas que se caracterizan porque su vapor tiene la misma

composición que la fase líquida y que por tanto no se pueden separar por

destilación. Un ejemplo típico es la mezcla azeotrópica formada por el etanol y el agua (95,6% de etanol y 4,4% agua) cuyo punto de ebullición a una atmósfera es de 78,2 ° C.

V.- EXPERIMENTO:


No Material y equipo Cantidad

1 Columna Vigraux 24/40 1

2 pinzas para sujeción de tres dedos 6

3 Mechero de calentamiento para matraz de 250 ml 1

4 Matraz redondo de 250 ml 24/40 * 1

5

6

Piceta de 500ml

Vasos de precipitado de 250

1

4

7 Pipeta pasteur 1

8 Matraz redondo de 500 ml * 1

9 Una “Y” de vidrio “T” entrada 24/40 1

10 Soporte universal 2

11 Pipetas Graduadas de 10 ml 2

12 Refractómetro AB 1

13 Tubos de ensaye 50 x 0.5 mm c/ gradilla 10

14 Tapón para termómetro 1

* Se puede sustituir por un equipo Quifit

REACTIVOS:


1 Alcohol Etílico

2 Agua

EQUIPO 1 Refractómetro de AB 1

13

VI. METODOLOGÍA:

ANÁLISIS DE RESULTADOS: VIII.- CONCLUSIONES: IX.- CUESTIONARIO:

X.- BIBLIOGRAFÍA


1 Levine, Ira Fisicoquímica. V 1 McGraw-Hill

2 Castellan, Gilbert Fisicoquímica Iberoamericana

Montar el equipo como aparece en el dibujo

Lavar todo el material de vidrio perfectamente

Tomar muestras con las pipetas pasteur y leerlas

inmediatamente en el refractómetro.

Montar el equipo que aparece en el dibujo

Medir el Índice de reflexión de de las sustancias antes

de agregarlas al destilador. Determinar el punto de las sustancias que vas utilizar

Conectar perfectamente sin que haya fugas

Debes tener 4 lecturas de refracción en total. Por ultimo grafica

14

XI.- APÉNDICES.

NOTA: TODAS LAS ENTRADAS DEVEN SER DE PREFERENCIA 24/40, EN CASO DE FALTANTES SE PUEDE SUSTITUIR CON QUIFITH PERO SE

DEBE ADAPTAR A LAS CONDICIONES.

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PROPIEDADES MOLARES PARCIALES PRÁCTICA No. 3



Fundamentos de la termodinámica: 1ª y 2ª ley de la termodinámica.

Disoluciones ideales y no ideales

Propiedades termodinámicas: Relaciones de Maxwell Cálculos de propiedades termodinámicas

P, T, V, ΔU, ΔH, ΔS, Cp y Cv Equilibrio de fases Diagramas termodinámicos

Definición de propiedades molares parciales

Relaciones termodinámicas entre las

propiedades molares parciales.

Evaluación por métodos analíticos y gráficos.

Potencial químico

II.- OBJETIVO:

Determinación del volumen de mezcla y de los volúmenes molares parciales de los componentes de una disolución binaria.

III.- HIPÓTESIS:

El volumen de una disolución no es la suma de los volúmenes de los

componentes individuales. V.- INTRODUCCIÓN:

Las propiedades de equilibrio de las disoluciones se describen mediante funciones de estado tales como: P, T, U, S, G y H. El problema básico de la

teoría termodinámica de disoluciones es conocer cómo dependen estas funciones de la composición de las mismas.

Consideremos una disolución que contiene na moles de "a" y nb moles de "b". Supongamos que el volumen V de la disolución es tan grande que la

adición de un mol de "a" o de "b" no cambia la concentración en forma apreciable. Añadimos entonces, a temperatura y presión constante, un mol de "a" a esta gran cantidad de disolución y medimos el incremento de volumen

resultante. Este incremento de volumen por mol de "a" se llama volumen molar parcial de "a" a la presión, temperatura y composición dadas, y se escribe:

16

bT,P,na

an

V V (1)

Una razón para introducir esta función es que el volumen de una disolución no es simplemente la suma de los volúmenes de los componentes

individuales. Sin embargo, los volúmenes molares parciales sí son aditivos. En efecto, a temperatura y presión constante, el volumen de la disolución es una función homogénea de primer grado en na y nb (V=V(na, nb)). Si se le aplica el

teorema de EULER para funciones homogéneas resulta que:

ab T,P,nb

b

T,P,na

an

V n

n

V nV (2)

En donde las derivadas parciales, según la ecuación (1), no son más que los

volúmenes molares parciales de los componentes "a" y "b". Por tanto:

bbaa VnVnV (3)

Expresión que nos muestra la propiedad aditiva de los volúmenes molares parciales.

Si multiplicamos y dividimos cada término del segundo miembro de la

expresión anterior por el peso molecular del componente correspondiente, obtendremos:

aebaeabebbaeaa VgVgVMnVMnV ,,,, (4)

Donde

ga y gb son los pesos de los componentes "a" y "b" y ve,a y ve,b los volúmenes específicos parciales de cada uno de ellos.

Si diferenciamos la ecuación (3) obtenemos que

bbbbaaaa dnVdVndnVdVndV (5)

Por otra parte, sabemos que T y P son constantes. Por tanto

b

T,P,nb

a

T,P,na

dnn

V dn

n

V dV

ab

(6)

Igualando ambas expresiones se obtiene que

0bbaa dVndVn (7)

que análogamente a la ecuación (3) se puede escribir como:

17

0,, bebaea dVgdVg (8)

Existen varios métodos para la obtención de cantidades molares parciales a partir de alguna magnitud experimental.

VI.- EXPERIMENTO:



1 Matraces volumétricos de 100 ml 5

2 Pipeta graduada de 5 ml 1


4 Pipetas volumétricas de 10 ml 5

5 Picnómetro de 25 ml 1

6 Par de guantes de hule 1

7 perilla 1

REACTIVOS:


1 Etanol 200 ml

2 Limpiador de vidrio de laboratorio

3 Agua destilada



1 Balanza analítica 1

METODOLOGÍA:

MAGNITUDES MOLARES PARCIALES

Objetivo particular: obtener los volúmenes molares parciales de agua y el etanol para varias composiciones, a temperatura ambiente y 1 atm

Poner a peso constante el

picnómetro

Medir la masa de

picnómetro

Medir densidad con

el picnómetro

Llenar el picnómetro

con el exterior seco

Tabulación

de datos

18

Marco teórico

_ Magnitudes molares parciales (definición y ecu.)

_ Disolución ideales (definición, propiedad, ejm)

_volumen molar parcial y sustancia pura

_volumen molar parcial de agua y el etano reportado en bibliografía,

para varias composiciones Metodología

1.- Preparar las muestras de la tabla 1 habiendo hecho previamente los cálculos de ml H2O y ml etanol para un volumen total de muestra de 30 ml .

se sugiere repartir las muestras entre los equipos, debido a que son muchas para un solo equipo. Colocar las muestras preparadas en vasos de p.p de 50

ml 2: medir la temperatura de trabajo T.=_______________ 3: medir la masa del picnómetro seco. Wp=(masa del

picnometro_____________ 4: colocar en el picnómetro la primera muestra, medir la masa del picnómetro

mas la muestra, recurrente en el que el picnómetro debe de estar totalmente seco y limpio. Anotar su medición en la tabla 2 5: obtener la masa y la densidad de la muestra.

Anotar resultado en la tabla 2 6: lavar y secar perfectamente el picnómetro. Repetir lo mismo para todas las

muestras.

¿Cómo vas preparar la mezcla de soluto y disolvente? B= SOLUTO

A= DISOLVENTE. SI A= 0.1 moles( AGUA) B= 0.9 moles.( ETANOL) ρ = densidad

XH2O = 0.1

nA = W/ PM WA = nA * PM A V A= WA / ρA

X EtOH = 0.9

NB = W/ PM WB = nB * PM B V B= WB / ρB

VMEZ = VA + VB

19

TABLA 1 CANTIDADES DE AGUA Y ALCOHOL DEPENDIENDO DE LA X mol

de soluto / disolvente

muestra X.H2O ml H 2O ml Met-OH

A 0

B 0.1

C 0.2

D 0.3

E 04

F 0.5

G 0.6

H 0.7

I 0.8

J 0.9

K 0.93

L 0.95

M 0.97

N 1.0

TABLA 2 resultados experimentales

muestra masa (g )

picnómetro + muesca

masa (g)

muestra

densidad de la

muestra (g/ml) ml

a

b

c

d

e

f

g

h

i

j

k

l

m

n

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CALCULOS QUE SE DEBEN REALIZAR DESPUES DE LA

EXPERIMENTACION

_ 1.-Calcular la masa molar promedio de cada muestra, M = 2.-Calcular el volumen molar medio de cada muestra a partir de la ρM. y la . M

3.-Calcular los moles totales en cada muestra. 4.-calcular los moles parciales en cada muestra.

5.-calcular el volumen molar parcial de cada componente en cada muestra Vi. 6. Calcular el volumen parcial de cada componente en cada muestra . Vi 7.-Calcular el volumen de la disolución, V, para cada muestra. 8.-Calcular el volumen parcial de cada componente puro antes de mezclar, V i*.

apartir de los moles parciales calculados en el punto 4, en cada muestra. 9.-calcular el volumen total de los componentes puros sin mezclar V*, para

cada muestra a partir de los resultados del punto anterior. 10.-Calcular Δv mez para cada muestra. 11.-Trazar la grafica de XEtoh contra Δv mez, explicar el comportamiento de la

curva. Cuestionario:

Fundamenta tus respuestas de acuerdo a tus resultados. 1.- del sistema de muestra, ¿cuales son ideales y cuales no ideales?

2.-explica el significado del signo de Δv mez obteniendo el punto 10 de tus cálculos.

3.-¿ en cual de las muestras el volumen molar medio resulto igual al volumen molar parcial de la sustancia? 4.-explique como prepararía una muestra a disolución infinita en alcohol como

soluto en agua. 5.- explique como determinaría experimentalmente el valor de ΔHmez en el

sistema de muestras. 6.-explique como determinaría experimentalmente el valor de ΔGmez en el sistema de muestra.

7.-explique como determinaría ΔSmez en el sistema de muestra.




HOJA __21____ DE __44_

tabla 4 . calculos de volúmenes molares parciales 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 muestra

X H2O

X EtOH

M V

n

T(H20) nT(EtO n* n*

V Vi*

Vt* ∆Vmez ∆Vmez XEtOH

A 0 0 B 0.1 0.9 C 0.2 0.8 D 0.3 0.7 E 0.4 0.6 F 0.5 0.5 G 0.6 0.4 H 0.7 0.3 I 0.8 0.2 J 0.9 0.1 K 0.93 0.07 L 0.95 0.05 M 0.97 0.03 N 1.0 0 VIII.- CONCLUSIONES:

IX.- CUESTIONARIO: Fundamenta tus respuestas de acuerdo a tus resultados.

1. Del sistema de muestras ¿Cuáles son ideales y cuales no? 2. Explica el significado del signo del cambio de volumen de mezclado.

3. ¿En cuál de las muestras el volumen molar medio resultó ser igual al volumen molar parcial de la sustancia pura?

4. Explique cómo prepararía una muestra a dilución infinita en alcohol como soluto en agua.

5. Explique como determinaría experimentalmente el valor del calor de mezclado en

el sistema. 6. Explique como determinaría experimentalmente el valor del cambio de energía

libre de mezcla en el sistema. 7. Explique como determinaría experimentalmente el valor del cambio de entropía

de mezclado en el sistema.




HOJA __22____ DE __44_

X.- BIBLIOGRAFÍA


1 Levine, Ira Fisicoquímica McGraw-Hill


XI.- APÉNDICES.

NOTA: Llena el picnómetro hasta que se derrame, asegurándose de que se llene el bulbo, finalmente con papel limpio seca el picnómetro y pésalo, Cuando tomes el picnómetro asegúrate de llevar guantes para cirujano.




HOJA __23____ DE __44_

PRÁCTICA No. 4

ECUACIÓN DE CLAUSIUS CLAPEYRON

(ENTALPÍA DE VAPORIZACIÓN)



1) Concepto de componente, fase, sistema termodinámico y grados de

libertad del sistema. 2) La regla de los grados de libertad de

un sistema sin reacción química.

3) Concepto de equilibrio termodinámico entre las fases

constituyentes de un sistema termodinámico.

4) Transiciones termodinámicas de

primer orden. 5) Relación de Gibbs-Hemlholtz.

6) Ecuación de estado del gas ideal.

1) Concepto de presión de vapor. 2) La relación funcional existente entre

la temperatura y la presión de vapor de un líquido puro.

3) Entender que la entalpía de

vaporización es un efecto de la asociación de las moléculas en el

seno de la fase.

II.- OBJETIVO:

1) Mostrar la dependencia de la presión de vapor con la temperatura. 2) Determinar la entalpía de vaporización mediante la relación de Clausius-

Clapeyron.

3) Mostrar cómo los valores de la entalpía de vaporización dependen del tipo de fluido, particularmente de las interacciones entre las moléculas que lo

constituyen. III.- HIPÓTESIS:

1) Se espera que con el aumento de la temperatura, también se incremente la

presión de vapor. 2) La entalpía de vaporización se puede determinar mediante la ecuación de

Clausius-Clapeyron.

3) Los valores de la entalpía de vaporización son mayores para líquidos asociados (polares), en relación con los líquidos no asociados o poco asociados (no

polares).




HOJA __24____ DE __44_

V.- INTRODUCCIÓN:

Un sistema termodinámico con dos fases y un componente tiene un grado de

libertad. En consecuencia, únicamente de debe especificar el valor de una variable independiente e intensiva para que el estado termodinámico quede determinado.

Por razones prácticas, en nuestro experimento se escoge a la presión como la variable independiente y la temperatura, cuyo valor ya queda establecido, es la variable dependiente. Es decir, una vez que se selecciona un valor para la presión (y éste queda

fijo), entonces la temperatura debe adquirir el valor correspondiente al estado de equilibrio.

En nuestro sistema de estudio, la fase líquida y la fase del vapor están en

equilibrio termodinámico, lo cual implica que la temperatura, la presión y el potencial

químico en ambas fases son iguales. Partiendo de la ecuación que se deriva de la igualdad de los potenciales químicos en ambas fases, se obtiene la ecuación de

Clapeyron, la cual representa la línea de evaporación. Adicionalmente, con las hipótesis de que la fase del vapor se comporta como gas ideal y que la entalpía de vaporización es independiente de la temperatura, se llega a la expresión de Clausius y Clapeyron

integrada, esto es

bTR

HPLn

1 (1)

La cual corresponde con la ecuación de la recta, donde P es la presión absoluta,

T la temperatura absoluta, R la constante universal de los gases, ΔH la entalpía molar de evaporación y b una constante de integración. En la gráfica de Ln P contra 1/T, la

pendiente m corresponde con ΔH/R, esto es

R

Hm (2)

En consecuencia, le entalpía de evaporación de un líquido puro se puede

determinar a través de la medición de la temperatura de ebullición y su correspondiente

presión de vapor.

Para los sistemas en fase líquida, el disponer de relaciones entre la presión de vapor y la temperatura de ebullición tiene gran importancia en procesos de separación, particularmente en destilación, dado que de esta información se parte para el diseño

termodinámico de torres de destilación.




HOJA __25____ DE __44_

VI.- EXPERIMENTO:



1 Refrigerante de rosario24/40 1

2 Trampa para condensación de vapores24/40 1

3 Termómetro con intervalo de medición de 0 a 120 ° C y escala graduada en 1 grado.

1

4 Manómetro 1

5 Válvula para regulación de presión de vacío 1

6 Perlas para ebullición 6

Trampa en Y 24/40 1

Trampa en T 24/40 1

Manguera de hule latex.

Matraz redondo con salida lateral 24/40 1

7 Bomba para vacío 1

REACTIVOS:


1 Agua destilada 100 ml

2 Tolueno 100 ml

3 Hielo picado 100 g

4 Sal de grano 500 g



1 Bomba de vacío 1

2 Mantilla eléctrica ( parrilla) 1

3 Reóstato 1




HOJA __26____ DE __44_

METODOLOGÍA:

1.- Montar el dispositivo experimental 2.- Colocar aproximadamente 100 mL de sustancia

3.- Abrir la llave del agua al condensador 4.- Con la ayuda de la bomba de vacío, fijar un valor de la presión manométrica

5.- Comenzar calentando suavemente al líquido 6.- Permitir que se establezca el equilibrio de fases 7.- Registrar la temperatura

8.- Fijar otro valor de la presión manométrica. 9.- Repetir las actividades desde el punto número 5.

VII.- ANÁLISIS DE RESULTADOS:

1. Llene la tabla siguiente con los resultados obtenidos

Presión

Manométrica

Pman (mmHg)

Presión Absoluta

P (mmHg)

Temperatura t (° C)

Temperatura T (K)

Ln P

T

1 (K

-1)

cero

2. Para cada una de las sustancias trabajadas, elabore la gráfica de presión P contra temperatura t. También haga la gráfica de Ln P contra 1/T.

3. Evalúe la entalpía de vaporización mediante regresión lineal practicada a los valores de la gráfica de Ln P contra 1/T.

4. Compare los valores de la entalpía de vaporización obtenidos en los experimento. También compárelos con los reportados en las tablas de vapor y contra los estimados a

partir de la ecuación de Antoine. VIII.- CONCLUSIONES:




HOJA __27____ DE __44_

IX.- CUESTIONARIO:

1.- En general, para una presión fija ¿por qué los líquidos no polares hierven a menor temperatura que los líquidos polares? 2.- ¿Qué comportamiento en la temperatura esperaría con el aumento de la presión?

3.- ¿Cuántos grados de libertad tiene el sistema de un componente puro con equilibrio liquido – vapor?

4.- ¿Cuántas veces es mayor el volumen específico del vapor saturado en relación con el volumen específico del líquido saturado? 5.- ¿La ecuación de Clausius y Clapeyron puede describir correctamente el equilibrio

líquido – vapor a presiones moderada y alta? 6.- ¿Qué unidades tiene la pendiente de la gráfica de Ln P contra 1/T?

XI.- APÉNDICES

X.- BIBLIOGRAFÍA

No. Autor / Año Título Editorial / Edición 1 Smith J. M., Van Ness H. C. y

Abbott M. M. 2003

Introducción a la

Termodinámica en Ingeniería Química.

McGraw-Hill

6ª edición

2 Himmelblau D. M.

1996

Basic Principles and

Calculations in Chemical Engineering.

Sección 3.3 y 4.4.2

Prentice-Hall

5ª edición

3 Laidler J. K. y Meiser J. H.

1997

Fisicoquímica

Sección 5.2

CECSA

3ª edición

4 Poling B. E., Prausnitz J. M. y O´Connell J. P. 2001

The Properties of Gases and Liquids.

McGraw-Hill 5

a edición.




HOJA __28____ DE __44_

LAS ENTRADAS DEBEN SER 24/40 SI NO HUBIERA EN EXISTENCIA SE SUSTITUYE CON UN QUIFIT

MUESTRA




HOJA __29____ DE __44_

PRÁCTICA No. ___5____

EQUILIBRIO LIQUIDO-VAPOR





Estequiometría

Propiedades físicas de las

soluciones

Equilibrio de fases




Representación gráfica de datos

de equilibrio líquido-vapor en diagramas:

c) Temperatura-composición

d) X-Y

Solución de problemas de

equilibrio líquido-vapor.

II.- OBJETIVOS

El objetivo principal de la destilación es separar una mezcla de varios componentes aprovechando sus distintas volatilidades, o bien separar los materiales volátiles de los no volátiles.

Establecer modelos matemáticos que representen a la operación

unitaria de desti lación.

Construir un diagrama de equilibrio líquido-vapor a partir de

mediciones experimentales.

III.- HIPÓTESIS:

IV.- INTRODUCCIÓN:

La destilación es una técnica de laboratorio utilizada en la separación de sustancias miscibles. Consiste en hacer hervir una mezcla, normalmente una

disolución, y condensar después, por enfriamiento, los vapores que han producido. Si




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se parte de una mezcla de dos sustancias en la que sólo una de ellas es volátil, se

pueden separar ambas mediante una destilación. El componente más volátil se recogerá por condensación del vapor y el compuesto no volátil quedará en el matraz de destilación. Si ambos componentes de una mezcla son volátiles la destilación simple

no logrará su completa destilación. La mezcla comenzará a hervir a una temperatura intermedia entre los puntos de ebullición de los dos componentes, produciendo un

vapor que es más rico en el componente más volátil (de menor punto de ebullición). Si condensamos este vapor obtendremos un líquido enriquecido notablemente en este componente, mientras que el líquido que queda en el matraz estará enriquecido en el componente menos volátil (mayor punto de ebullición). Por tanto, en una destilación simple no conseguimos separar completamente las dos sustancias volátiles.

Para conseguir esta separación habría que someter a nuevas destilaciones tanto

el destilado como el residuo obtenido. Esto haría el destilado cada vez más rico en el

componente más volátil separando éste del menos volátil. Las llamadas columnas de destilación efectúan este proceso de modo continuo. En una columna de destilación el

vapor se condensa y se vuelve a destilar muchas veces antes de abandonar la columna. Normalmente se recogen pequeñas fracciones de producto destilado, llamándose al proceso destilación fraccionada.

Existen sustancias que en ciertas proporciones forman mezclas llamadas azeotrópicas que se caracterizan porque su vapor tiene la misma composición que la

fase líquida y que por tanto no se pueden separar por destilación. Un ejemplo típico es la mezcla azeotrópica formada por el etanol y el agua (95,6% de etanol y 4,4% agua)

cuyo punto de ebullición a una atmósfera es de 78,2 ° C.

V.- EXPERIMENTO:


No Material y equipo Cantidad

1 Equipo Quiffi 1

2 Mangueras de hule 3

3 Mantilla con reóstato 1

4 Termómetro de -10 a 100 C 1

5 Pipetas graduadas de 10 ml 1

6 Bureta de 25 ml 1

7 Pinza para bureta 1

8 Vaso de pp. de 250 ml 2

9 Matraz erlenmeyer 2


11 Tubos de ensayo de 20 ml con rosca 10




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REACTIVOS:


1 Acido clorhídrico concentrado 1 litro

2 Agua destilada 2 litros

3 Solución de NaOH 0.4 M 1 litro

4 Indicador de rojo de metilo 10 ml

VI. METODOLOGÍA:

Esta experiencia consiste en la separación de una mezcla de ácido clorhídrico con agua y determinar mediante una valoración la pureza del destilado y del

residuo.

1. Montar el aparato de destilación (ver apéndice) conforme al modelo ya preparado y siguiendo las instrucciones del profesor. Ha de procurarse que las uniones esmeri ladas entre los distintos componentes tengan una ligera capa de grasa con el fin de lograr un

cierre hermético.

2. Introducir en el matraz de destilación 100 ml de ácido clorhídrico concentrado y 300 ml de agua. No olvidar añadir perlas de ebullición.

3. Encender la mantilla colocando el reóstato en un 60% para calentar la mezcla contenida en el matraz, observando el incremento progresivo de temperatura en el

termómetro. A una temperatura próxima al punto de ebullición del componente más volátil se observará que se empieza a recoger destilado. Anotar esta temperatura y recoger mediante una probeta graduada los 10 primeros mililitros de desti lado y

colocarlos aparte en un tubo con tapa y etiquetado. Anotar la temperatura al acabar la recolección del desti lado.

4. Suspender el calentamiento y desmontar el aparato de destilación, extraer una alícuota de 10 ml del residuo, colocar en un tubo con tapa y etiquetado.

5. Continuar la destilación, repitiendo los pasos 3 y 4 hasta que apenas quede residuo en el matraz.




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6. Valorar con NaOH los destilados y residuos contenidos en los tubos con tapa. Las

valoraciones deben efectuarse cuando la temperatura de las muestras sea la ambiental. VII.- ANÁLISIS DE RESULTADOS:

1. Presentar en una tabla las mediciones experimentales. 2. Determinar la fracción mol del componente más volá til en el destilado y en el

residuo.

3. Determinar la fracción mol del componente menos volátil en el destilado y en el residuo

4. Tabule cada uno de los resultados en una tabla. 5. Construya el diagrama de equilibrio líquido-vapor, de fracción mol del

componente más volátil contra temperatura.

6. Construya el diagrama de equilibrio líquido-vapor de X-Y del componente más volátil.


IX.- CUESTIONARIO:

1. ¿El sistema que se trabajó es miscible o no miscible?

2. ¿El sistema que se trabajó es ideal o no ideal? 3. ¿De que manera se puede percatar cuál es el componente más volátil? 4. ¿El diagrama de equilibrio L-V que construiste presenta azeótropo? De ser así

explique que tipo de azeótropo presenta y el valor de las variables termodinámicas en el punto azeotrópico.

5. Explique la importancia de los datos experimentales en este proceso en la industria.

X.- BIBLIOGRAFÍA


1 Levine, Ira Fisicoquímica. V 1 McGraw-Hill





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XI.- APÉNDICES.

APARATO DE DESTILACION




HOJA __34____ DE __44_

PRÁCTICA No. _____6___

PROPIEDADES COLIGATIVAS



Fundamentos de la termodinámica: 1ª y 2ª ley de la termodinámica.

Disoluciones ideales y no ideales

Conceptos de bioquímica

Potencial químico

Propiedades termodinámicas: Relaciones de Maxwell Cálculos de propiedades termodinámicas

P, T, V, ΔU, ΔH, ΔS, Cp y Cv Equilibrio de fases Diagramas termodinámicos

Caracterización de las propiedades coligativas: disminución de la presión de vapor, descenso del punto de congelación,

aumento del punto de ebullición y presión osmótica.

Evaluación por métodos analíticos y gráficos.

II.- OBJETIVO:

Determinar experimentalmente la variación del punto de ebullición y fusión de

diferentes solventes al agregarles un soluto a diferentes concentraciones, para obtener la constante ebulloscópica y crioscópica respectivamente y encontrar la relación de

pendiente de la temperatura y la presión.

III.- HIPÓTESIS:

La variación del punto de ebullición y del punto de congelación de una solución depende únicamente de la concentración del soluto y no del tipo de este.

V.- INTRODUCCIÓN:

Las propiedades coligativas son las que dependen solamente del número de

moléculas del soluto y no del tipo de especies presentes, y varían uniformemente por




HOJA __35____ DE __44_

los cambios de concentración molal, esto quiere decir que se ven afectadas por las que

indica que se deben usar soluciones que tengan concentraciones bajas.

Variaciones en el número de moléculas de soluto en una cantidad constante de

moléculas de disolvente.

Para trabajar con las propiedades coligativas de no electrólitos y electrólitos no

volátiles se deben usar soluciones “relativamente diluidas”, el cloruro de sodio es un

compuesto no volátil, por lo tanto su punto de ebullición es mayor que el del agua.

Cuando la temperatura de una solución acuosa del cloruro de sodio es igual al punto

de ebullición del agua, la presión de vapor del agua es menor que la de la del sistema,

esto se debe al hecho de que las moléculas de soluto ocupan una considerable porción

de una unidad de volumen, lo cual disminuye la concentración de las moléculas de

agua. Por lo tanto la presión de vapor de una solución de sal es menor que la del agua,

consecuentemente la solución debe calentarse a una temperatura superior lo que

ocasiona que el punto de ebullición de la solución sea mayor. En la solución de cloruro

de sodio existen factores muy importantes, uno de ellos es que es un compuesto iónico

o sea que en disolución se disocia completamente. En este compuesto como en la

mayoría de electrólitos fuertes, al variar la concentración de la solución haciéndola más

diluida, se produce un aumento en la conductividad equivalente, es decir, que entre

más se diluye una solución se producirán más iones; cuando la solución esta

concentrada, las partículas están muy juntas y las fuerzas de atracción son tan

poderosas que hacen disminuir la movilidad de los iones; al hacer menos concentrada




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la solución entonces los iones tienen más libertad de movimiento lo que ocasiona que

aumente la presión de vapor de la solución.

VI.- EXPERIMENTO:



1 Matraz aforado de 250 ml 5

2 Espátula 1

3 Agitador magnético 1


5 Termómetro 1

REACTIVOS:


1 Cloruro de sodio 500

2 Agua destilada 5 litros

3 Ciclohexanol 250 ml



1 Balanza analítica 1

2 Parrilla eléctrica con reóstato 2




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METODOLOGÍA:


1.- Construir las tablas con los datos tabulados de manera que contemplen los valores teóricos y los experimentales, de tal forma que permitan la construcción de las gráficas

pertinentes.


IX.- CUESTIONARIO: Fundamenta tus respuestas de acuerdo a tus resultados.

1. ¿Qué son las propiedades coligativas?

2. ¿Cuál es el significado de la palabra coligativa en este contexto? 3. ¿Cómo se relaciona la disminución de la presión de vapor con el aumento del

punto de ebullición de una disolución? 4. Explique porqué se utiliza la molalidad para los cálculos de aumento del punto de

ebullición y disminución del punto de congelación

5. ¿Qué significado tienen las constantes ebulloscópicas? 6. ¿Qué significado tienen las constantes crioscópicas?

Preparación

de muestras

Medir punto de ebullición

de muestras

Medir punto de fusión de

muestras

Análisis y

conclusiones

Tabulación

de datos




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X.- BIBLIOGRAFÍA




3 Chang, R Fisicoquímica con aplicaciones a sistemas

biológicos.

CECSA

XI.- APÉNDICES.




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PRACTICA NUM. 7 EQUILIBRIO LÍQUIDO-LÍQUIDO





Estequiometría

Propiedades físicas de las

soluciones

Equilibrio de fases




Representación gráfica de datos

de equilibrio líquido-líquido diagramas triangulares.

Calcular el coeficiente de

distribución.

II.- OBJETIVO:

Comprobar experimentalmente la distribución de un soluto entre dos disolventes

no miscibles para determinar gráficamente el coeficiente de distribución. III.- HIPÓTESIS:

IV.- INTRODUCCIÓN:

Después de que en la mayoría de los procesos de la industria química se logran

obtener los productos adecuados, resulta de manera importante efectuar acciones posteriores que permitan que estos sean lo más puro o de la mejor calidad posible; se

requieren procesos como la de una separación. Los métodos de separación toman en consideración la distribución de los componentes en una mezcla de dos fases que luego se separan mecánicamente. Si la cantidad de un componente específico en una

fase es bien diferente a la cantidad de otro componente en esa fase, la separación de los componentes es posible. La razón de la cantidad del componente en una fase y la

otra se conoce como el coeficiente de distribución. Para aquellas situaciones donde el coeficiente de distribución de los componentes que se quieren separar, es bien parecido, se necesitan técnicas de fraccionamiento múltiple para lograr la separación.

En este caso el número de veces que ocurre la partición aumenta y la distribución ocurre en porciones renovadas de las distintas fases.




HOJA __40____ DE __44_

La distribución de un soluto entre dos fases inmiscibles es un proceso de equilibrio que sigue la ley de acción de masas. Las constantes de equilibrio para estos procesos varían enormemente para diferentes solutos haciendo útiles los métodos de extracción como métodos de separación. La técnica de extracción se utiliza para

sistemas orgánicos. La partición de un soluto entre dos disolventes inmiscibles está gobernada por la ley de distribución. Para un soluto A que se distribuye entre una fase

acuosa y una fase orgánica de acuerdo al equilibrio

orgacAA (1)

A una temperatura dada la constante de equilibrio K dada por

ac

org

A

AK (2)

Se conoce como coeficiente de partición o distribución. Los términos en corchetes representan la actividad de las especies en la fase orgánica y acuosa, pero en

ocasiones se utiliza la concentración molar sin cometer mucho error.

El soluto puede existir en varios estados de agregación en cada disolvente y el equilibrio en (1) se puede escribir:

3......orgxacy

AyAx

y la expresión del coeficiente de partición será:

4......x

acy

y

orgx

A

AK

Los coeficientes de partición ayudan a establecer las condiciones experimentales que se necesitan para transferir un soluto de un disolvente a otro. Para el sistema sencillo descrito en la relación (1), si tenemos Vac mL de una solución acuosa que tiene

ao moles iniciales de A y que pretendemos extraer con Vorg ml de un disolvente orgánico inmiscible. En equilibrio, a1 moles de A permanecerán en la fase acuosa y éstos se

representan por




HOJA __41____ DE __44_

5......1

ac

acV

aA

Lo que se distribuyó a la fase orgánica entonces será

6......10

org

orgV

aaA

Al sustituir la relación (6) y (5) en la (2) y re-arreglando se obtiene

7......1

acorg

ac

VKV

Va

El número de milimoles, a2, que quedan después de una segunda extracción del agua con cantidad idéntica de disolvente por el mismo razonamiento anterior será

8......12

aVKV

Va

acorg

ac

Al sustituir la relación (8) en la (7) se obtiene

9......0

2

2a

VKV

Va

acorg

ac

Después de n extracciones los milimoles que quedan son

10......0

aVKV

Va

n

acorg

ac

n

La ecuación (10) se puede re-escribir en términos de la concentración fina l e inicial en

la fase acuosa si sustituimos las relaciones

c

ac VaAa 00 Y 11......

acnacnVAa




HOJA __42____ DE __44_

Entonces,

12......0ac

n

acorg

nac VVKV

VacA

La eficiencia de la extracción múltiple aumenta cuando pequeñas porciones de

volumen de disolvente se usan en vez de una sola porción de una cantidad grande de volumen. La ecuación 12 es de naturaleza exponencial y muestra un comportamiento

exponencial, figura 1. La eficiencia de las extracciones múltiples disminuye rápidamente a medida que aumenta el número de extracciones consecutivas y por esto mas de cinco o seis extracciones no aumentan la eficiencia de separación.

Figura 1: Gráfica correspondiente a la ecuación 12 asumiendo volúmenes iguales ambos

disolventes.

Fracción

sin extraer

Número de

extracciones




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V.- EXPERIMENTO: Reactivos y Materiales

REACTIVOS:


1 agua destilada 2 litros

2 Benceno 1 litro

3 Ácido acético glacial 1 litro

4 indicador de fenoftaleína 10 ml

5 Solución de NaOH 0.1 M 1 litro



1 Embudo de separación de 125 ml 4

2 Matraz erlenmeyer 5

3 Pipetas volumétrica de 5 ml 2

4 Bureta de 25 ml 1


6 Pera de plástico 1

7 Probeta de 20 ml 2



10 Pinza para embudo 1

11 Pinza para bureta 1

12 Termómetro 1




HOJA __44____ DE __44_

VI. METODOLOGÍA

1. Prepare en un embudo de separación, por separado, cada una de las muestras

que aparecen en la siguiente tabla. Mide la temperatura de cada muestra.

Muestra I II III IV V VI

Benceno (ml) 10 10 10 10 5 5

Ac. Acético (ml) 2 4 7 10 10 15

H2O dest. (ml) 10 10 10 10 5 5

2. Agitar cada muestra durante 5 minutos; para esto se sostiene el embudo con una mano y la tapa con un dedo, manteniendo durante la agitación el vástago apuntando

hacia arriba y lejos de cualquier persona. Abrir la llave del embudo cada 30 seg. para eliminar el exceso de presión.

3. Una vez que terminó de agitar, coloque el embudo en el soporte y deje reposar durante 10 min. para permitir que las fases se separen bien.

4. Estando las 2 fases perfectamente separadas, recoger la fase interior en un vaso de

precipitados etiquetado. Desechar la interfase y recoger la fase superior en otro vaso de precipitados etiquetado.

5. Valore cada fase por separado con la solución de NaOH, valorar por duplicado. 6. Anote sus resultados en la tabla 2

7. Repita lo mismo para las demás muestras: II, III y IV, V y VI.

Notas:

a) Es importante que cada el recipiente que utilice esté etiquetado para evitar

confusiones b) Usar una pipeta para el mismo tipo de fase.

c) El volumen que se utilizará para los cálculos será el promedio de las titulaciones de c/fase y de c/muestra, de acuerdo a la tabla siguiente:




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TABLA 2. DATOS EXPERIMENTALES VOLUMEN DE NaOH 0.1 M GASTADO (ml)

Muestra I II III IV

Alícuota 1a 2ª 1a 2a 1a 2a 1a 2a

Fase inferior

Promedio

Fase superior

Promedio

T (° C)


1. Aplicando la ley de la volumetría calcular la concentración del soluto en la fase

inferior, en cada muestra.

2. Aplicando la ley de la volumetría calcular la concentración del soluto en la fase superior, en cada muestra.

3. Reportar resultados en una tabla

4. Construya una gráfica representando la concentración del soluto en la fase orgánica sobre el eje X y la concentración del soluto en la fase acuosa sobre el eje Y.

5. Ajustar los datos experimentales utilizando el método de los mínimos cuadrados, reportar en una tabla los datos ajustados.

6. Construya una gráfica con los datos ajustados.

7. Calcule el valor del coeficiente de distribución, el cual corresponde al valor de la pendiente de la gráfica ajustada.




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IX.- CUESTIONARIO:

1. ¿El sistema que trabajaste es homogéneo o heterogéneo? explica.

2. ¿El equilibrio de tu sistema fue dinámico o estático? explica. 3. ¿El equilibrio de tu sistema fue físico o químico? Explica. 4. ¿Cuál fase resultó más rica en soluto? Explica.

5. Explica de que manera podrías modificar el valor del coeficiente de distribución. 6. Escribe la reacción química que se llevó a cabo al valorar las fases con NaOH.

7. ¿Que es lo que sucede cuando se agita ácido acético con una mezcla de agua y butanol? 8. ¿Que entiende usted por coeficiente de distribución?

9. Explica que contiene la interfase y que ocurre en ella. 10. Discuta las tendencias de la constante de distribución en otras mezclas de

disolventes comparadas con la mezcla estudiada. X.- BIBLIOGRAFÍA

X.- BIBLIOGRAFÍA




3 Chang, R Fisicoquímica con aplicaciones a sistemas

biológicos.

CECSA

4 Maron y Prutton Fundamentos de Fisicoquímica

LIMUSA




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XI.- APÉNDICES.

Zzzzmanual Prac Fq-1 Sem-2009-2 Cuarto Sem

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