Propiedades coligativas de una solución, destilación de líquidos inmiscibles por arrastre de vapor. Sistemas parcialmente inmiscibles y

determinación de la curva de solubilidad mutual

Méndez Daniel, Valera Paola, Villasmil Sisy, Zambrano Ana. e-mail: sisy_linda_88hotmail.com, luzdaly_03hotmail.com

Universidad del Zulia. Facultad de Ingeniería. Escuela de Química. Laboratorio de Fisicoquímica.

ResumenSe realizó el estudio de las propiedades coligativas de las soluciones por medio de

las cuales se calculó el peso molecular de un soluto no volátil a través del incremento en su punto de ebullición determinando así el peso molecular del soluto dando como resultado 65.61g/mol; además se evaluó el descenso de las presiones de vapor de la solución utilizando la ley de Raoult cuyo valor fue de 3011.56Pa, se comparó la constante ebulliscopica experimental con la teórica, usando para su determinación la lectura de la temperatura de ebullición del solvente puro (cloroformo) y la temperatura de ebullición del la solución (cloroformo+naftaleno) obteniéndose un incremento de la temperatura de ebullición de 1ºC. Se realizó la técnica de destilación por arrastre de vapor de un líquido inmiscible (kerosén) de elevada temperatura de ebullición; determinando su peso molecular aproximado a través del cálculo de la presión de vapor utilizando la ley de Dalton resultando 109.018 g/mol con un error de 35.872%. Se construyó la curva de solubilidad mutual para un par de líquidos parcialmente miscibles (Fenol-Agua) a temperatura ambiente y se determino su temperatura crítica mediante la lectura de la temperatura de transparencia obteniéndose un valor promedio de 64ºC utilizando como sistema fenol en agua y agua fenol, cuyas cantidades iniciales fueron 10ml del solvente.

Palabras Clave: propiedades coligativas, punto de ebullición, presión de vapor, destilación por arrastre de vapor, solubilidad mutual, temperatura crítica.

IntroducciónLos líquidos presentan propiedades que han sido establecidas mediante

investigaciones, las cuales resultan de gran utilidad en el manejo de los mismos para tener una mayor control sobre ellos, en una solución (formada por un soluto y el solvente) estas propiedades varían, las cuales reciben el nombre de propiedades coligativas dentro de las cuales encontramos la disminución de la temperatura de congelación, el aumento de la temperatura de ebullición, disminución de la presión de vapor y la presión osmótica.

Las propiedades coligativas son aquellas propiedades de una solución que dependen únicamente de la concentración molar, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por cada kilogramo de solvente, y no de la naturaleza o tipo de soluto. Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. Donde la misma están relacionadas por su origen en común en el potencial químico; una

1

Nota 1er Informe: 16,5/20 ptos

disminución del potencial químico hace que la presión parcial de vapor de la solución sea menor que la presión de vapor del solvente puro; este descenso se puede explicar utilizando la ley de Raoult.

La ley de Raoult establece que la relación entre la presión de vapor de cada componente en una solución ideal es dependiente de la presión de vapor de cada componente individual y de la fracción molar de cada componente en la solución.

Por otra parte la adición de un líquido a otro cuando son inmiscibles, no afectan las propiedades de ellos, ya que el otro se comporta como si el otro no estuviese presente. Por lo tanto en una mezcla de líquidos inmiscibles, cada uno de ellos ejercerá la presión de vapor que corresponde a un líquido puro a una temperatura dada y la presión de vapor total será la suma de las presiones de vapor de los líquidos puro conocida como la ley de Dalton.

La destilación por arrastre de vapor es una técnica que sirve fundamentalmente para separar sustancias insolubles en agua y literalmente volátiles, de otros productos no volátiles mezclados con ellas. Esta método es un buen sustituto de la destilación al vació, y tiene algunas ventajas, ya que la destilación se realiza a temperaturas bajas. El comportamiento de la destilación de un sistema de dos fases inmiscibles, donde cada líquido ejerce su propia presión de vapor y la suma de ambas es de la presión de operación, y son independientes de las cantidades relativas de la mezcla. Estos hechos constituyen la base para la purificación de sustancias por el arrastre de una corriente de vapor. Existen varios compuestos orgánicos de punto de ebullición relativamente alto que con agua co-destilan en una cantidad en peso lo suficientemente grande para ser destilados con cierta rapidez por debajo del punto de ebullición del agua. Esto se debe a sus pesos moleculares relativamente elevados comparados con las del agua.

Se dice que dos líquidos son inmiscibles cuando no tienen la capacidad de mezclarse entre si, mostrándose por la formación de dos capas o fases, siendo el de mayor densidad el que ocupe la parte inferior del recipiente donde se encuentren y el de menor densidad ocupara la parte superior del mismo, y gracias a la diferencia de esta propiedad física se pueden separar.

También existen líquidos parcialmente miscibles a una temperatura dada que se convierten en completamente miscibles a una temperatura mayor o menor de dicha temperatura. Este es el caso del sistema fenol-agua (sistema a estudiar). A temperatura ambiente estos líquidos son parcialmente solubles, pero al aumentar la temperatura empiezan a ser mas solubles hasta llegar a una temperatura donde llegan a ser completamente miscibles conocida como temperatura critica o de codisolucion (entre 65ºC y 70ºC). (3)

Con dicho ejemplo se da a conocer la dependencia de la miscibilidad o solubilidad con la temperatura; en este sentido, se llega a la temperatura critica que no es más la temperatura a la cual las fases llegan a ser solubles entre sí, y la temperatura de enturbiamiento que es la temperatura de descenso máximo a la cual los líquidos miscibles pasan a formar nuevamente ambas fases.

Esta dependencia se puede observar mediante la curva de solubilidad la cual puede ser construida mediante varios métodos; para esta práctica se utiliza el método donde se preparan varias soluciones de concentraciones conocidas de ambos líquidos y se determina la temperatura de transparencia y de enturbiamiento, hasta lograr la temperatura critica del sistema.

2

Procedimiento experimentalPractica Nro. 1.

Se realizo el montaje del equipo y se preparo el baño de Maria, luego se coloco en un tubo de ensayo diez perlas y se le agrego 10ml de cloroformo (solvente) se introdujo el tubo de ensayo en el baño de María que permanencia a una temperatura entre 70ºC_75ºC se introdujo un termómetro en el tubo de ensayo con la finalidad de registrar la temperatura de ebullición del solvente la cual fue la que se mantuvo constante, la primera gota observada en el bulbo del termómetro se considero el estado liquido-gas; s retiro el tubo de ensayo se ajusto el volumen del solvente a 10ml y se le agrego 0.26g de soluto (Naftaleno) se introdujo de nuevo el tubo de ensayo con la solución al baño de maría y se registro la temperatura de ebullición de la solución.

Practica Nro. 2.

Se realizo el montaje del equipo llenando el balón 1 con agua hasta la mitad el balón 2 se lleno con un liquido orgánico (kerosén) luego se dejo fluir el agua por el condesados se calentó el segundo balón con una llama suave. Se retiro la llama del segundo balón cuando comenzó a llegar vapor del primer balón y se procedió a recoger los ml del destilado hasta obtener un volumen deseado se registro la temperatura de destilado la cual fue constante y se registro la presión atmosférica.

Practica Nro. 3.

Se realizó el montaje del equipo se monto el baño de maría con una temperatura de 60ºC se coloco un termómetro para registrar la temperatura del baño a fin de evitar sobrecalentamiento, se coloco en tubo de ensayo 10ml de agua destilada luego se le fue agregando 0.5ml de fenol observando su apariencia hasta observar el cambio de translucido a turbio de la solución. Luego se introdujo el tubo de ensayo al baño de maría agitando la solución con agitador de vidrio y se registro la temperatura de transparencia luego se retiro el tubo de ensayo se enfrió y se registro la temperatura de turbidez se repitió de nuevo el paso con 1ml de fenol y se registro la temperatura de transparencia hasta que se mantuvo constante. Luego se realizo el mismo procedimiento para el sistema agua- fenol.

Resultados y Discusión

Práctica Nro.1.

A continuación se muestran los resultados experimentales obtenidos por cuatro grupos de trabajo de laboratorio, los cuales realizaron tres prácticas de laboratorio para demostrar las propiedades fisicoquímicas de distintas soluciones.

En el primer caso se tiene como objetivo principal evaluar las propiedades coligativas de una solución formada por naftaleno cono soluto y cloroformo como solvente. A continuación de muestra la Figura 1 formada por una serie de graficas en donde se puede observar la temperatura del soluto puro y la temperatura correspondiente a la solución obtenidos en el laboratorio.

3

57

58

5960

61

62

6364

65

66

0 50 100 150 200 250 300

t (seg)

Te

mp

era

tura

(ºC

)

59,5

60

60,5

61

61,5

62

62,5

0 50 100 150 200 250 300

t (seg)

Te

mp

era

tura

(ºC

)

57,5

58

58,5

59

59,5

60

60,5

0 50 100 150 200 250 300

t (seg)

Te

mp

era

tura

(ºC

)

57,5

58

58,5

59

59,5

60

60,5

61

61,5

0 50 100 150 200 250 300

t (seg)

Te

mp

era

tura

(ºC

)

a)

b)

c)

d)

Figura 1. Gráfica Temperatura vs Tiempo. La línea azul corresponde a temperatura del solvente puro. La línea rosada corresponde temperatura de la solución.

4

a) Grupo1. b) Grupo 2. c) Grupo 3. d) Grupo 4Tabla 1. Datos y promedios de temperaturas de ebullición del solvente puro y la solución.

Tb: temperatura de ebullición

En la Tabla 1 se presentan los datos obtenidos de forma experimental por los cuatro grupos de trabajo, los cuales realizaron ensayos de laboratorio para estudiar las propiedades coligativas de las soluciones específicamente el aumento de la temperatura de ebullición.

La disponibilidad de datos experimentales de cuatro grupos de trabajo, verifica la posibilidad de la reproducción de los resultados y facilita la comparación y análisis de los mismos. Cada grupo realizó sus experimentos tomando diferentes pesos de soluto con el objetivo de poder evaluar el efecto de la variación de la masa de soluto en los resultados.

Uno de los objetivos planteados para ésta práctica es la determinación del peso molecular de un soluto no volátil por medio del incremento del punto de ebullición de la solución, es así como podemos concluir que los grupos 2 y 4 pudieron verificar el aumento del punto de ebullición de la solución con respecto a la del solvente puro, donde se usaron diferentes masas de soluto, debido a que se obtuvieron variaciones de temperaturas positivas o mayores a cero; por su parte, los grupos 1 y 3 no lograron alcanzar el objetivo planteado, con resultados de cero o negativos. Este aumento de temperatura es una consecuencia de la disminución del potencial químico que la solución al agregar un soluto no volátil.

Aunque algunos de los grupos obtuvieron resultados satisfactorios es necesario recalcar que en los datos experimentales existen errores de medición principalmente por el uso de termómetros de poca apreciación (0,05°C) en un ensayo sensible a cambios pequeños de temperatura, donde también se incluyen errores cometidos al momento de la observación por parte del experimentador.

Otro error fue posiblemente la incorrecta posición del termómetro, registrando temperaturas no objetivas del equilibrio liquido-vapor que es quién determina el punto de ebullición de la solución. En el grupo 1 se puede inferir que la diferencia en el valor del punto de ebullición del solvente puro (65°C) con respecto al de los demás grupos (60°C) se debió a sobrecalentamiento del solvente por temperatura muy elevada del baño de maría.

5

GRUPO 1 2 3 4

Masa Soluto (g) 0,51 0,52 0,34 0,39

Tb Solvente Puro (ºC) 65 60 60 60

Tb Solución (ºC) 60 61 60 61

ΔT (ºC) -5 1 0 1

Tabla 2. Datos de la variación de la presión experimental (ΔPexp), la constante ebulloscópica experimental (Kbexp) y el peso molecular del soluto cada uno de ellos comparados con sus

respectivos valores teóricos a través de su porcentaje de error.

GRUPO 1 2 3 4

ΔPexp (Pa) -20720,6 3011.55 -------- 3011.55

Kb (K kg/mol) 3,86 3,86 3,86 3,86

Kbexp (K kg/mol) 3,89 3,78 3,78 3,78

% Error Kb 0,792 2,167 2,167 2,167

M2 (g/mol) -26,49 131,09 ------ 98,32

% Error M2 120,67 2,28 ------ 23,29

KbCCl4=3,86 KKg/molPM=128 g/mol cloroformo

Con base a los resultados experimentales obtenidos, se determinaron los siguientes parámetros cuyos datos se muestran en la Tabla 2.

Los valores de ΔPexp para los grupos 2 y 4 muestran un descenso de la presión de vapor aceptable en comparación con el resto. Esta observación era predecible debido al hecho de que estos mismos grupos pudieron observar un aumento del punto de ebullición, pudiéndose así comprobar la relación existente entre estas propiedades y por ende la existencia de las propiedades coligativas de las soluciones.

Por otra parte, el porcentaje de error de la constante ebulloscópica experimental (%Error Kb) muestra, de manera general, resultados aceptables; esto es debido a que el valor de Kb se obtiene a través de la relación,

,

la cual depende principalmente a datos teóricos ya tabulados, relacionándose experimentalmente sólo a través de la temperatura de ebullición del solvente puro (To); por lo que los errores cometidos al realizar el ensayo no repercuten de forma significativa sobre este resultado.

Referente al peso molecular, los grupos 2 y 4 lograron un peso molecular, aunque diferente, aceptable en comparación con los grupos 1 y 3, esto como consecuencia de la no observación del aumento de temperatura de la solución con respecto a la del solvente puro por parte de estos últimos grupos, ya que al calcular el peso molecular se debe considerar el ΔT. En los porcentajes de error es apreciable la diferencia de pesos moleculares entre los grupos 2 y 4, teniéndose entre ellos solo variación de la cantidad de soluto (con ΔT iguales); ésta diferencia no debe afectar el peso molecular, el cual es específico para cada sustancia; sino que se debió haber obtenido valores de ΔT diferentes para experimentos con cantidades de solutos distintas que me compensaran la diferencia de pesos solutos, ya que el aumento del punto de ebullición y el resto de propiedades coligativas dependen no de la naturaleza del soluto sino de la cantidad de moléculas de soluto en relación con el numero total de moléculas.

6

Los valores correspondientes a la variación de presión experimental, el peso molecular del soluto del grupo 3 no se muestran debido a que los datos experimentales llevan a errores matemáticos no sujetos a análisis.

Los errores obtenidos de datos experimentales en general corresponden a errores por parte del experimentador, al realizar una pesada o al observar algún instrumento de medición, en este caso, el termómetro o la balanza. También por pérdidas de soluto al momento de agregar al solvente o a la presencia de una solución no homogénea, así como también a sobrecalentamientos del solvente o la solución.

Práctica Nro. 2.

La segunda práctica realizada se basa en la destilación de un líquido a través de la técnica de arrastre de vapor y así determinar el peso molecular del líquido en cuestión, en este caso kerosén.

Tabla 3. Datos experimentales obtenidos

Presión del sistema: 771 mmHg.

En la Tabla 3 podemos observar los datos experimentales obtenidos por los diferentes grupos, en ella se muestra la temperatura de ebullición, el volumen y la masa obtenida de la destilación, tanto para la fase acuosa como para la fase orgánica.

Se aprecia que la temperatura de destilación mezcla se encuentra entre los 94 y 95°C, la cual es menor a la temperatura de ebullición de los dos líquidos puros, es decir, menor a la temperatura de ebullición del agua en estado puro, se debe a la incompatibilidad que presenta los dos líquidos al ser inmiscibles; este hecho explica la formación de un azeótropo mínimo, es decir, la mezcla posee un punto de ebullición constante, una temperatura de ebullición inferior y al alcanzar dicha temperatura pasa al estado vapor comportándose como si estuviera en estado puro. Este comportamiento evita calentar el compuesto orgánico (kerosene) a altas temperaturas, impidiendo la descomposición del mismo.

7

GRUPO 1 2 3 4

Temp. ebull. H2O (ºC) 97,5 97 98 96,5

Temp. ebull. destilado (ºC) 95 94 95 94

Volumen destilado (ml) 51 36,5 200 41

Volumen fase orgánica (ml) 16 15,5 34 18

Volumen fase acuosa (ml) 32 21 150 23

Masa fase orgánica (g) 75,82 11,9 26,81 13,27

Masa fase acuosa (g) 114,01 20,8 135,83 27,77

En la Tabla 3 también se observa que en todos los grupos se obtuvo una temperatura de ebullición de la solución menor a la temperatura de ebullición del agua a la presión atmosférica, esto se debe a que tanto el agua como la mezcla de agua y kerosén alcanzan una presión de vapor total menor a la presión atmosférica normal, en este caso, dicha presión es aquella donde se igualan la presión de vapor de la solución y la presión de confinamiento (presión del sistema). Esto provoca que el equilibrio líquido vapor de la mezcla se alcance a menor temperatura teniéndose como consecuencia la disminución de la temperatura de ebullición de la solución.

La tabla también nos muestra discrepancia entre el volumen del destilado y el volumen de la fase acuosa al comparar los grupos, esto pudo deberse a la diferencia de las condiciones de la experiencia, como por ejemplo cercanías al aire acondicionado, sobrecalentamientos, en general por errores humanos.

Además, no es necesario conocer los volúmenes iníciales de ambas fases debido a que el calculo del peso molecular solo dependerá de los volumen y la masa de la fase orgánica obtenida.

Tabla 4. Densidades y Peso Moleculares Calculados con su Porcentaje de Error de la Fase Orgánica

GRUPO Densidad % ErrorPeso

Molecular% Error

(g/ml) Densidad (g/mol) PM1 4,7388 485,03 109,018 35,872

2 0,7677 5,217 79,03 53,512

3 0,7885 2,651 41,13 75,806

4 0,7372 8,985 57,012 66,464

ρ teórica= 0,81 g/ml PM teórica= 170 g/mol

Se presenta en la Tabla 4 la densidad del kerosén y el peso molecular del mismo calculado a partir de los datos experimentales obtenidos. Se observa pequeños porcentajes de error para el valor de la densidad del kerosenes obtenida por lo grupos 2,3 y 4; pudiéndose notar la existencia de errores experimentales para el calculo de la densidad del grupo 1, donde se tiene un error de 485% al compararla con su peso molecular teórico de 0,81 g/mol. Por otra parte, si nos referimos al peso molecular de forma general se tienen porcentajes altos de error. El grupo 1 presenta el menor error con 35,872%; es posible que los errores se hayan cometido al momento de realizar pesadas o al medir el volumen de las fases, además de los errores que puedan provenir de la incorrecta realización de la experiencia.

Práctica Nro. 3

Tabla 5. Datos Experimentales Obtenidos

8

GRUPO 1 2 3 4

Solvente Agua Agua Fenol Agua

Soluto Fenol Fenol Agua Fenol

Volumen Ste. (ml) 10 10 10 10

Volumen Sto. (ml) 6,5 12 9,5 6,5

T CodisoluciónºC 65 63 63 63

Volumen Inicialde soluto (ml)

0,5 3 3,5 1,5

En la Tabla 5 se muestra los diferentes datos experimentales de cuatros grupos donde los grupos 1,2 y 3 realizaron el experimento para el sistema Fenol-agua. Teniéndose que el fenol y el agua son parcialmente miscible a temperatura ambiente pero en cuanto aumenta la temperatura, la solubilidad entre ellos aumenta y el fenol llega ser mas soluble en agua la temperatura a la cual sucede esto se le conoce como temperatura critica o temperatura de co-disolución la cual muestra para el grupo 1 una temperatura de 65ºC para el grupo 2, 3 y 4 de 63ºC los que nos indica que en esas temperatura la solución de fenol en agua tienen la misma composición que el agua y el fenol. Para el grupo 1 la temperatura critica fue relativamente mas alta en comparación con la de los otros grupos esto pudo ser causado por el incremento de la temperatura del baño de María distinta a la de los demás.

Tabla 6. Temperatura de Transparencia, Temperatura de Enturbiamiento y %P/P

En la tabla 6

grupos los cuales representan las temperatura de transparencia, la temperatura de enturbiamiento y los porcentajes peso/peso. En los grupos 1,2 y 4 se muestra que las temperaturas de transparencia son mayores que las temperaturas de enturbiamiento lo cual es correcto ya que para obtener las temperatura de transparencia se necesita la temperatura del baño de maría a las cual se le esta aplicando la llama del mechero para

9

Temperatura

de Transparencia

Temperatura de

Enturbiamiento% p/p

Adición 1 2 3 4 1 2 3 4 1 2 3 4

1 38 35 39 55 32 28 40 41 0,05 0,24 0,247 0,14

2 58 48 50 61 45 42 55 49 0,14 0,3 0,297 0,21

3 62 57 62 63 61 49 60 62 0,21 0,35 0,341 0,27

4 64 57 64 63 62 51 62 62,5 0,27 0,39 0,379 0,32

5 65 60 65 63 64 54 63 62 0,32 0,43 0,413 0,37

6 65 61 65 63 65 54 63 62 0,37 0,46 0,444 0,41

7 65 62 65 65 57 63 0,41 0,49 0,471

8 63 62 0,52

9 63 57 0,54

10 63 58 0,56

que la mantuviera entre 60ºC-65ºC lo que hace que la temperatura de traspareNcía aumente mientras que la temperatura de enturbiamiento es mas baja ya que para esta se necesita enfriar el tubo de ensayo mientras que el grupo 3 se observa que las primeras temperatura la de transparencia disminuye esto pudo ser causa del retiro de la llama del baño de María lo que disminuyó esta temperatura, los datos siguientes si muestra un aumento en la temperatura de transparencia y una disminución en la de enturbiamiento. Observándose que las temperatura critica de los grupos 1y 3 se acerca a las reales 65ºC-70ºC mientras que los grupos 2 y 4 se alejan relativamente 63ºC.

La diferencia reportada con la real pudo haber sido causada por errores cometidos al momento de pesar las muestras y también pudo ocurrir que la cantidad de fenol presente en los tubos de ensayo era menor que el indicado en el procedimiento experimental, por lo que las disoluciones conjugadas serán más sensible a los aumentos de la temperatura. Se puede observar que a medida que aumenta la temperatura en el sistema aumenta la solubilidad de la solución lo cual es correcto, ya que la solubilidad varía ampliamente con la temperatura.

a)

b)

10

0

10

20

30

40

50

60

70

0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5% P/P

Tem

pera

tura

de

Tran

spar

enci

a (º

C)

0

10

20

30

40

50

60

70

0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6% P/P

Tem

per

atu

ra d

e T

ran

spar

enci

a (º

C)

0

10

20

30

40

50

60

70

0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5% P/P

Tem

per

atu

ra d

e T

ran

spar

enci

a (º

C)

c)

d)

Figura 2. Gráfica de Solubilidad Mutual a) Grupo1. b) Grupo 2. c) Grupo 3. d) Grupo 4

Conclusiones

Practica Nº1

Con la realización de la respectiva experiencia se lograron cumplir los objetivos propuestos para la misma, ya que fue posible el cálculo del peso molecular de un soluto no volátil por medio del incremento del punto de ebullición de la solución con respecto a la del solvente puro, cuyo valor fue de 131,09 g/mol para el naftaleno (soluto) el cual fue experimentalmente el valor mas aceptable con 2,28% de error. Se evaluó el descenso de la presión de vapor cuyo valor repetitivo fue de 3011.55 kPa; Se comparó las constante ebullocospica teórica y experimental obteniéndose con un error de 2,167% una Kb

de 3.78 k.Kg/mol.

Además, se comprobó algunas de las propiedades coligativas de las soluciones, ya que al agregar un soluto a un solvente puro aumentó su punto de ebullición y disminuyó su presión de vapor. Comprobándose también la característica común que tienen las propiedades coligativas la cual es que ellas no dependen de la naturaleza del soluto presente, sino del número de moléculas de solutos en relación con el número total de moléculas presentes.

Practica Nº2

Con esta experiencia se procedió a destilar por arrastre de vapor un liquido inmiscible (Kerosén) de elevada temperatura de ebullición y se determinó su peso molecular, a partir de los volúmenes de líquido orgánico y agua destilados, el cual fue experimentalmente de 109,018 g/mol con un % de error de 3para el menor porcentaje de error de 35,872%, este elevado porcentaje de error lleva a considerar que los objetivos de la práctica no se cumplieron a cabalidad, aunque arrojaron al experimentador las bases necesarias para su buen desenvolvimiento en el tema. Se determinó además la densidad el kerosén, siendo esta de 0,7885 g/ ml con un margen de error de 2,651%.

11

5455565758596061626364

0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5% P/P

Tem

pera

tura

de

Tra

nsp

are

ncia

(ºC

)

Practica Nº3

La representación grafica de la curva de solubilidad mutual permite evaluar el límite de solubilidad de una sustancia en otra a determinada temperatura. Se observó, comprobándose, que a medida que aumenta la temperatura aumenta la solubilidad en los líquidos parcialmente miscible con el sistema fenol-agua, que la temperatura de transparencia es mayor que la enturbiamiento. También se hizo evidente que la técnica de arrastre de vapor nos permite destilar líquidos a una temperatura menor a la temperatura normal de la sustancia en el estado puro. Se comprobó que la temperatura que se mantenía constante era la temperatura critica de la solución donde se hacia completamente miscible la solución, es decir, donde las composiciones del fenol en agua y agua en fenol son las misma, la cual fue en promedio de 64°C, cumpliéndose a cabalidad con el objetivo planteado para esta experiencia.

Bibliografía

Levine Ira. Fisicoquímica. 5ta Edición. Volumen I. 2004.

Castellan Gilbert. Fisicoquímica. 2da Edición. 1971.

Wylen Van. Fundamentos de termodinámica. 2da Edición. 2006.

http://labquimica.wordpress.com/2007/08/26/los-fundamentos-las-propiedades-

coligativas/

http://labquimica.wordpress.com/2007/10/03/destilacion-por-arrastre-con-vapor-los-

fundamentos/

Guía de Laboratorio de Fisicoquímica. Ingeniería Química. Universidad del Zulia.

Trabajo de Ascenso del Profesor Emilio Cardozo.

Apéndice

Practica Nro.1

Datos: Grupo 4

12

Volumen del solvente (V) = 10ml. Masa del soluto (w)= 0,39g. Temperatura de ebullición del solvente puro (To) = 60ºC=333.15K. Temperatura de ebullición de la solución (T) = 61ºC =335.15K. ΔHvap del CHCl3 = 29.2 KJ/mol = 29200 J/mol. Peso Molecular del solvente (M)=119,5 g/mol. Peso Molecular del soluto (Teórico) (M2) =128,17 g/mol. Densidad del solvente (ρ) = 1,498 g/ml

Calculo de la Constante Ebulloscópica Experimental

Calculo del porcentaje de error

Calculo de experimental

Calculo de la masa de solvente experimental

w = 14.98 g

Calculo del peso molecular experimental

13

Constante ebulloscópica experimental

Constante ebulloscópica teórica

3,78 K.Kg/mol 3,86 K.Kg/mol

Calculo del porcentaje de error

%Error = 23.29%

Calculo de la Disminución en la Presión de Vapor

Presión de saturación del cloroformo a 60ºC

Las constantes para la ecuación dependen de la sustancia y se extraen de la tabla 13-4 Perry’s Chemical Engineers Handbook, 7th Edition – 1999

A=6,95465 B= 1170,996 y C= 226,232

97146.84Pa

Composición del naftaleno teórica

Disminución de Presión Teórica

Aplicando la ley de Raoult:

14

Composición del naftaleno Experimental

Disminución de Presión Experimental

Aplicando la ley de Raoult.

Calculo del porcentaje de error

%Error =30.81%

Para el resto de los grupos las ecuaciones y leyes utilizadas fueron las mismas usadas anteriormente.

Practica Nro. 2

Datos: Grupo 4

Temperatura de destilación = 96.5ºC. Volumen de la fase orgánica =18mL. Volumen de la fase acuosa =23mL. Masa de la fase orgánica= 13.27g. Masa de la fase acuosa=21.77 g. Peso Molecular del Agua=18 g/mol. Presión del sistema=102.79 KPa

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Calculo de la densidad de la fase orgánica (Kerosene)

Densidad experimental

Densidad teórica

0,7372 g/ml 0,81g/ml

Calculo del porcentaje de error

Calculo de la presión vapor de agua

Interpolando a 96.5ºC en tablas de vapor se tiene que la presión es 89,315 Kpa.

Calculo del Peso Molecular de la fase orgánica

Aplicando la ley de Dalton

Peso Molecular experimental

Peso Molecular teórico

57.012 g/mol 170 g/mol

Calculo del porcentaje de error

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Para el resto de los grupos las ecuaciones y leyes utilizadas fueron las mismas usadas anteriormente

Practica Nro. 3

Cálculo de Masa de Fenol

Calculo de la Masa de Agua

Calculo de las Fracciones Masicas

Para el resto de los grupos las ecuaciones y leyes utilizadas fueron las mismas usadas anteriormente.

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