lab quiimica fisica ii

UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO INGENIERIA QUIMICA

LAB. 01:

VOLUMEN MOLAR PARCIAL

1.- OBJETIVO:

Determinar los volúmenes molares parciales de los constituyentes de una mezcla y estudiar la variación de los mismos con la concentración. Se considera para el estudio una solución binaria de solvente y soluto.

2.-FUNDAMENTO TEORICO:

El volumen total “V” de una solución binaria en términos de los volúmenes molares parciales y , y números de moles y , respectivamente para solvente y soluto, se expresa

V = + (1.1)

= =

Un método para medir el volumen molar parcial es determinado el volumen molar aparente , el cual se define

= (1.2)

En donde V = (1.3)

Y

Siendo M1 y M2 las masas molares de solvente y soluto, “V0” el volumen molar del solvente puro, “d” la densidad de la solución y “d0” la densidad puro. Combinando (1.2), (1.3) y (1.4)

Ф2 = [ (1.5)

Si la masa del solvente n1 M1 = 1000 gr, n2 = m la molalidad, así:

Ф2 = [ ]

Ф2 = [M2 - ( )]

LABORATORIO QUIMICA FISICA II


Ф2 = [M2 - ] (1.6)

En la que “W” es el peso del picnómetro con solución, “Wa” peso del picnómetro con solvente (H2O) y “W0” peso del picnómetro vacío.

La densidad de la solución se obtiene de

d = (1.7)

siendo “VP” el volumen del picnómetro, que se calcula aplicando

VP = (1.8)

Donde “da” es la densidad del agua a la temperatura del experimento.

Una vez conocido Ф2 se puede determinar

( )P, T, n graficando Ф2 vs m. En el caso de electrolitos se encuentran que Ф2 aumenta

linealmente con es decir

Ф2 = Ф0 + A ,

Aquí “Ф2” es el volumen molar aparente a dilución infinita y “A” una constante. Al graficar Ф2 vs

, de la pendiente se obtiene (δ Ф2 / δ )P, T, n = A. Derivando la ecuación (1.9) con respecto a “m” a P, T y n1 constante, resulta

( )P, T, n = (1.10)

( )P,T, n = ( )P, T, n (1.11)

Por otro lado de la ecuación (1.2) se obtiene

( )P, T, n = V2 = Ф2 + n2 ( )P, T, n (1.12)

De la combinación de (1.6), (1.11) y (1.12) se obtiene V2, volumen molar parcial del soluto. El volumen total “V” de la solución se determina también en base a la ecuación (1.2) de la cual



V = n2 Ф2 + n1 V0 (1.13)

De la ecuación (1.1)

V1 = (1.14)

Por ultimo de la combinación de (1.12), (1.13) y (1.14) el volumen molar parcial del solvente resulta definido en la forma

V1 = [n1 V0 –n22 ( )P, T, n] (1.15)

3.- MATERIAL Y EQUIPO:

Acetona, agua destilada y cloruro de sodio; espátula, matraces volumétricos de 100 ml, papel de filtro, picnómetros; pinzas para bureta, pipetas volumétricas de 50 ml; termómetro, etc.

4.- PROCEDIMIENTO:

Se separan 100 ml de una solución acuosa 3-2 M de NaCl. Con esta solución madre se preparan otras soluciones de 0.8, 0.6, 0.4 y 0.2 molar. Las densidades de las soluciones se determinan con un picnómetro, pudiendo usarse el de Ostwald-Sprengel o el de Weld. Las mediciones de pesada deben realizarse cuantitativamente. Se determina el volumen del picnómetro utilizando la densidad del agua destilada y la diferencia de masa entre el picnómetro con agua y vacío (Wa - Wo).

5.-UTILIZACION DE DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS:

Tabular los datos detalladamente. Calcular la molalidad (m) de las soluciones a partir de la molaridad (M) y la densidad (d) de las mismas,



m = (1.16)

En donde M2 es la masa molar del soluto.

Calcular el volumen molar aparente de soluto usando la ecuación (1.6). Graficar Ф2 vs y determinar (δ Ф2 / δ m) P, T, n. Calcular V2 y V1, usando las ecuaciones (1.12) y (1.15) respectivamente.

5.1.-DATOS EXPERIMENTALES:

Tabulando los datos de la práctica en una tabla:

MEZCLA M M d do Ф2 V1 V2

1 0.9 0.9305 0.96462 1.0199 0.98634 21.50596

2 0.8 0.82332 0.90737 1.01847 0.98634 18.59123

3 0.7 0.71715 0.84685 1.01704 0.98634 14.84583

4 0.6 0.61213 0.78239 1.01529 0.98634 10.39225

5 0.5 0.50942 0.71374 1.01076 0.98634 9.79386

6 0.4 0.40773 0.63854 1.00625 0.98634 8.93654

7 0.3 0.3051 0.55236 1.00172 0.98634 7.37947

8 0.2 0.20294 0.45049 0.9972 0.98634 4.25745

Dónde:

M=molaridad Ф2

= volumen molar aparente M2 = peso molecular del NaCl (58.5) m = molalidad d = densidad de la solución(soluto Nacl) d0=densidad del solvente al estado puro(agua) V1=Volumen molar del solvente (agua) V2=volumen molar del soluto (NaCl)

5.2.-CALCULOS:



Para hallar δ sabemos que:

δ =

Para hallar δ0 (densidad del agua destilada):

δ0 =

La molalidad la calculamos a partir de la siguiente formula:

m =

Para hallar Ф2

Ф2 = (1.6)

Sabiendo que M es molaridad de la solución y M2 es la masa molar del soluto (NaCl = 58.5)

Tabla para la gráfica:

ln lnФ2

-0.03602 2.753-0.09720 2.741-0.16623 2.726-0.24540 2.682-0.33724-0.44857-0.59356-0.79742

GRAFICA:



Para hallar la pendiente de la línea utilizamos los siguientes puntos:

m = = = 0.13

Como sabemos que: A = m

Entonces: =

=

Para hallar los volúmenes (V1 y V2) tenemos las siguientes formulas:

V1 =

V =n1v1 + n2V2

V2 = +m

También podemos utilizar la siguiente formula:



V1 M1 = V2 M2

n1 n2 V1 V2

0.059 0.075 1.006 18.06 7.224

0.064 0.075 1.006 18.06 6.020

0.071 0.075 1.006 18.06 4.816

0.102 0.075 1.006 18.06 2.408

6.- CONCLUSIONES:

- El volumen molar parcial se determina por procedimientos gráficos y analíticos, donde son las precisiones al hacer los cálculos los que determinan un experimento bien o mal realizado.

- De los picnómetros, depende si la densidad de la solución será bien calculada por tal motivo muestra cuidado al operar con ellos debe ser de el máximo.

- La solución madre y las demás que se desprenderán de ellas deben ser medidas con mucha exactitud pues así se logra que los datos finales sean de confiabilidad.

- La balanza analítica debe ser calibrada en cada medición, como se usan tres picnómetros estos deben estar completamente secos antes de mezclarlo con la solución o el agua, para así obtener mejores resultados.



LAB. 02:

TEMPERATURA CRÍTICA DE SOLUCION

1.- OBJETIVO:

Estudiar el equilibrio heterogéneo de dos líquidos, determinando su curva de solubilidad y aplicando la regla de las fases de Gibbs. Se considera para el estudio del sistema Fenol – Agua.

2.- FUNDAMENTO TEORICO:

Existen sistemas líquidos binarios parcialmente miscibles cuya solubilidad sin embargo es alterada con la variación de la temperatura. Si se grafica la temperatura de solubilidad vs la composición se obtiene una curva llamada curva de solubilidad o de equilibrio. Algunos sistemas exhiben una temperatura máxima de solución (Temperatura crítica de solución o consoluta), por ejemplo agua-anilina (6) otros exhiben temperatura mínima de solución, agua-trietilamina; otros máxima y mínima, agua-nicotina; y aún otros ni máxima ni mínima.

El sistema Fenol-agua presenta solubilidad mutua con una temperatura máxima de solución. Si un par líquido con temperatura crítica de solución alto, se encuentra a una temperatura inferior a ésta, y si existen 2 fases líquidas, la composición de cada fase en equilibrio es fija e independiente de las cantidades de las 2 fases existentes.

Una mejor interpretación del comportamiento de estos sistemas bajo ciertas condiciones se consigue pues graficando la temperatura vs la composición.


Agua y fenol ordinario; tubos de ensayos pequeños con sus respectivos tapones de corcho; rejilla con asbesto, trípode, mechero, u otro equipo de calentamiento para baño María; termómetro de 0 a 110 , bureta y vasos de 400 ml.

4.- PROCEDIMIENTO:

Se prepara una solución acuosa de fenol al 80 %, añadiendo 125 ml de agua a 500 gr de fenol tipo reactivo; se agita hasta la obtención de una solución homogénea.

De la solución anterior se vierte a través de una bureta a 10 tubos de ensayo, volúmenes de 10, 9, 8, 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1.25 ml; luego de otra bureta se añade respectivamente a los tubos de ensayo anteriores 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, y 8.75 ml de agua. Obteniendose así un intervalo de concentraciones de fenol de 10 % a 80 %.



Cada tubo de ensayo con tapón insertado dentro de él un termómetro de 110 graduado al 0.1 se introduce en un baño María. Se calienta lentamente el agua, agitando constantemente el tubo siempre dentro del baño maría. Cuando el líquido turbio se aclara se anota la temperatura. Se omite el calentamiento manteniendo el tubo dentro del baño, cuando reaparezca la turbidez se anota una nueva lectura del termómetro. Como temperatura de miscibilidad se considera el promedio de las 2 temperaturas, para cada tubo en particular. N0 calentar las mezclas a temperaturas mayores de 75 ya que pueden descomponerse.

5.- UTILIZACION DE DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS:

Tabular los datos detalladamente. Trazar 2 gráficas de temperatura – composición, una de temperatura vs porcentaje en peso, y otra de temperatura vs fracción molar. Indicar las áreas (o porciones) que representan una fase y dos fases. De las gráficas determinar la temperatura crítica de solución y comparar el valor con el dado en la bibliografía.

Determinar la concentración y temperatura crítica de solución usando una extensión de la ley del diámetro rectilíneo, obteniendo la media aritmética de cada línea de unión entre 2 fases en equilibrio, a las temperaturas de 30, 40, 50 y 60 ; trazar una línea recta uniendo las medias aritméticas. La concentración crítica de solución lo dará el punto de unión de línea de medias aritméticas y la línea correspondiente a la temperatura crítica.

5.1.- DATOS EXPERIMENTALES:

Una vez medida la temperatura de las soluciones anotamos los datos en una tabla como se muestra a continuación:

MEZCLA

VSM, ml 80%peso

fenol

VA, ml de

agua

dSM , gr/ml

dA , gr/ml

WSM , gr

Wf , gr

WA , gr

WM , gr

Wf. %peso fenol

T, °C

1 10 0 1.04643 0.99333 80.1076 26

2 9 1 1.04643 0.99333 724646 30

3 8 2 1.04643 0.99333 56.5

4 7 3 1.04643 0.99333 62

5 6 4 1.04643 0.99333 64

6 5 5 1.04643 0.99333 68

7 4 6 1.04643 0.99333 65



8 3 7 1.04643 0.99333 62.8

9 2 8 1.04643 0.99333 61

10 1.25 8.75 1.04643 0.99333 40

DONDE:

VSM= Volumen de la Solucion madre VA, ml de agua = Volumen del agua

Ts =

%fenol = 81-81.5%

𝝆fenol = 1.057 g/ml y 𝝆agua = 1.0 g/ml

P.M. = 94 g/ml

Teniendo la molaridad de la solución de fenol, podemos calcular la fracción molar de las otras siete soluciones fenol-agua.

Para la primera solución, tenemos:

𝝆fenol = 1.057 g/ml → 1.057 x 10 = 10.57 gr

𝝆agua = 1 g/ml

gfenol = 10.57g x ( ) = 8.6146g

gagua = 10.57 – 8.6141 = 1.9554g

%p/pfenol = ( ) x 100 = 81.5

→ Xfenol = = 0.4575 mol

Para la segunda solución, tenemos:

𝝆fenol = 1.057 g/ml → 1.057 x 9 = 9.53 gr

𝝆agua = 1 g/ml



gfenol = 9.53g x ( ) = 7.753g

gagua = 9.5130 – 7.7531 = 1.7599g → gaguatotal = 2.7599g

%p/pfenol = ( ) x 100 = 73.7477

→ Xfenol = = 0.3799 mol

Para la tercera solución, tenemos:

𝝆fenol = 1.057 g/ml → 1.057 x 8 = 8.436 gr

𝝆agua = 1 g/ml

gfenol = 8.436g x ( ) = 6.8416g


%p/pfenol = ( ) x 100 = 65.9105

→ Xfenol = = 0.2702 mol

Para la cuarta solución, tenemos:

𝝆fenol = 1.057 g/ml → 1.057 x 7 = 7.348 gr

𝝆agua = 1 g/ml

gfenol = 7.348g x ( ) = 7.399g




%p/pfenol = ( ) x 100 = 57.9888

→ Xfenol = = 0.2041 mol

Para la quinta solución, tenemos:

𝝆fenol = 1.057 g/ml → 1.057 x 6 = 6.347 gr

𝝆agua = 1 g/ml

gfenol = 6.342g x ( ) =5.1687 g


%p/pfenol = ( ) x 100 = 49.9778

→ Xfenol = = 0.1606

Para la sexta solución, tenemos:

𝝆fenol = 1.057 g/ml → 1.057 x 5 = 5.2850 gr

𝝆agua = 1 g/ml

gfenol = 5.2850g x ( ) = 4.3073 g


%p/pfenol = ( ) x 100 = 41.8794

→ Xfenol = = 0.1212 mol

Para la sétima solución, tenemos:

𝝆fenol = 1.057 g/ml → 1.057 x 4 = 4.228 gr



𝝆agua = 1 g/ml

gfenol = 4.228g x ( ) = 3.4458 g


%p/pfenol = ( ) x 100 = 33.6899

→ Xfenol = = 0.0886 mol

Para la octava solución, tenemos:

𝝆fenol = 1.057 g/ml → 1.057 x 3 = 3.172 gr

𝝆agua = 1 g/ml

gfenol = 3.172g x ( ) = 2.5844 g


%p/pfenol = ( ) x 100 = 25.4045

→ Xfenol = = 0.0612 mol

Para la novena solución, tenemos:

𝝆fenol = 1.057 g/ml → 1.057 x 2 = 2.1140 gr

𝝆agua = 1 g/ml

gfenol = 2.1140g x ( ) = 1.72291 g


%p/pfenol = ( ) x 100 = 17.0344



→ Xfenol = = 0.0878 mol

Para la decima solución, tenemos:

𝝆fenol = 1.057 g/ml → 1.057 x 1.25 = 1.32125 gr

𝝆agua = 1 g/ml

gfenol = 1.32125g x ( ) = 1.0768 g


%p/pfenol = ( ) x 100 = 10.6418

→ Xfenol = = 0.6224 mol

6.- CONCLUSIONES:

- La primera solución, requiere una temperatura mínima con respecto a las otras, y el operador de esta debe estar muy atento a la formación de una sola fase, pues esta ocurre muy rápidamente

- El fenol es un ácido muy fuerte, que causa quemaduras o irritaciones en la piel, por ello es preferible trabajar con guantes en el laboratorio

- Para determinar la temperatura de formación de las dos fases, no se requiere que los componentes se separen por completo, basta con una formación lechosa de la solución.



LAB. 03:

DIAGRAMA DE EQUILIBRIO DE FASES DE UN SISTEMA LÍQUIDO TRICOMPONENTE

1.- OBJETIVO:

Trazar un diagrama de equilibrio de Fases para un sistema líquido ternario con 2 componentes originalmente inmiscibles, en base a mediciones experimentales de solubilidad y equilibrio, analizando el diagrama resultante con aplicación de la regla de las Fases de Gibbs. Estos diagramas se usan principalmente en los cálculos de los procesos de extracción con solvente.

Para este estudio se considera el sistema Benceno – Acido acético – Agua, con los componentes inmiscibles benceno y agua, a presión y temperatura ambientes.


A Presión y Temperatura constantes, las composiciones de mezclas líquidas ternarias pueden representarse en un diagrama coordenado triangular trazado en dos dimensiones, usándose para tal fin el triángulo equilátero. Cada lado del triángulo representa la composición de 2 componentes, cada vértice un componente puro, y un punto dentro del triángulo una mezcla ternaria. Si además de la composición se involucra otra variable, por ejemplo la temperatura; para la determinación del diagrama de equilibrio de fases se requerirá de una tercera dimensión, resultando una figura en el espacio.

Si a mezclas binarias de líquidos inmiscibles o parcialmente miscibles, se adicionan un tercer líquido soluble en cada uno de estos, se obtienen mezclas ternarias formando una sola fase o separables en dos fases (o capas), dependiendo de las concentraciones. Los puntos representativos de las composiciones de las mezclas ternarias comenzando a formar una sola fase, dentro del triángulo equilátero, determinan una curva llamada “curva de solubilidad” o de equilibrio.



Fig. 3.1 Diagrama de equilibrio de Fases para un sistema líquido ternario con dos componentes

Inmiscibles A y B.

Fig. 3.2 Diagrama de Equilibrio de Fases para un sistema líquido ternario con 2 componentes

Parcialmente miscibles A y B.


C

A B

S

Sistema completamente

misciblePunto critico

Línea de reparto o de unión

C

A B


Esta curva puede pasar por 2 vértices del triangulo cuando dos de los componentes son inmiscibles inicialmente, caso C6H6 – H2O en el sistema C6H6 – H2O – CH3COOH, Fig. (3.1); o puede intersectar a un lado del triángulo cuando dos del los componentes son parcialmente miscible como H2O y CHCl3 en el sistema CHCl3 – HAc – H2O. Fig. 3.2.

Todo punto afuera de la curva representa un sistema ternario completamente miscible (una sola fase), y un punto por debajo de la curva un sistema separable en 2 fases. La línea que une dos puntos de la curva tal como a y b en la Fig. 3.1, se denomina línea de unión o de reparto, que no es necesariamente paralela a la base o paralela a otra u otras líneas de unión. Se pueden preparar varias mezclas líquidas ternarias separables en 2 capas y obtener varias líneas de reparto, como cd, ef y gh en la Fig. 3.1; las composiciones de las capas respectivas dependen de las composiciones de las mezclas ternarias originales. A medida que se añada el componente miscible (al sistema binario inmiscible o parcialmente miscible) las composiciones de las dos capas conjugadas se tornan mas semejantes una de otra, hasta que se obtiene una sola fase o capa. El punto representativo de la composición de esta fase única se denomina punto crítico o de doblez.

Las mezclas ternarias de C6H6 – HAc – H2O forman sistemas de una sola fase a determinados intervalos de concentración y sistemas de dos fases generalmente concentraciones bajas de ácido acético (3). Los componentes C6H6 – H2O son inmiscibles originalmente, y el HAc es completamente miscible tanto en C6H6 como en H2O, y a temperatura constante se obtiene un diagrama de fases semejantes al mostrado en la Fig. 3.1.


HAc glacial, benceno puro, agua destilada, soluciones diluidas de NaOH 0,5 N; 0,01 N y 0,001 N; y fenolftaleína, frascos de vidrio de aproximadamente 125 ml con tapón de vidrio esmerilado (o matraces), buretas de 50 ml, embudos de decantación, pipetas de 5 ml y bombilla. Equipo de agitación magnética, soportes y pinzas. Papel coordenado triangular.

5.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

A. Determinación de la Curva de Solubilidad:

Preparar mezclas de benceno y agua (en cantidades adecuadas), con los siguientes porcentajes en peso de benceno: 10, 20, 30, 40, 50, 60, 70, 80 y 90 %; en los frascos de tazón de vidrio esmerilado. Cada mezcla binaria se agita vigorosamente por medio de la agitación magnética, hasta la aparición de una dispersión turbia y se titula después con HAc glacial hasta un punto de muy débil turbidez; anotar el gasto de HAc glacial, seguir titulando hasta la formación de una sola fase nítida y nuevamente anotar el gasto de HAc; considerar como gasto de HAc el promedio aritmético de estos dos gastos. En base a este dato, determinar la composición de cada mezcla ternaria (en porcentaje en peso o fracción molar) para el trazado de la curva de solubilidad.



B. Determinación de las líneas de reparto:

Preparar mezclas ternarias (en cantidades adecuadas) de benceno, ácido acético y agua, con las siguientes composiciones en volumen.

MEZCLA

% VOLUMEN

C6H6 H2O HAc TOTAL

1 45 45 10 100

2 45 35 20 100

3 45 25 30 100

4 45 15 40 100

Adicionar a cada mezcla a un embudo de decantación, agitar vigorosamente y dejarlo reposar para permitir la formación de 2 capas. Separar una cantidad adecuada de cada capa (dependiendo de la cantidad de mezcla original), pesarla y titularla con solución diluida de NaOH, usando solución de NaOH de mayor dilución para la capa bencénica; utilizar como indicador fenolftaleína. Determinar el contenido de HAc en cada capa en porcentaje en peso o en fracción molar, para su representación en la porción correspondiente de la curva de solubilidad.

6.- UTILIZACIÓN DE DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS:

Tabular los datos detalladamente para facilitar los cálculos. Usar las leyes del triángulo equilátero para la fijación de los puntos representativos de las composiciones de las mezclas ternarias, dentro del mismo. Con las composiciones de las mezclas ternarias de una sola fase (% en peso generalmente), trazar la curva de solubilidad dentro del triángulo equilátero previamente trazado en papel coordenado triangular. Representar los porcentajes en peso de HAc de las capas acuosa y bencénica en las porciones respectivas de la curva de solubilidad y trazar las líneas de reparto uniendo las parejas de puntos con una línea recta. Estas deben pasar por los puntos representativos de las composiciones globales de las mezclas ternarias originales.

Determinar el punto crítico para este sistema ternario (7). Hacer una discusión del diagrama de equilibrio de fases resultante, aplicando la regla de las fases de Gibbs en cada región del diagrama.

A. Determinación de la curva de solubilidad:

La siguiente tabla se obtiene a partir de los siguientes datos:



Sistema H2O – HAc – C6H6

𝝆benceno = 0.88 g/cm3

𝝆agua = 1.00 g/cm3

𝝆HAc = 1.049 g/cm3

TABLA N01

Mezcla Binaria 10 ml HAc

(ml)

Peso en gramos % en peso

%peso C6H6

(ml)

Agua

(ml)

C6H6

(gr)

Agua

(gr)

HAc

(gr)

Mezcla

Ternaria

C6H6 Agua HAc Mezcla

10 1.12 8.8 9.4 0.9856 8.8 9.8606 19.6462 5.016746 44.79238 50.19088 100

20 2.2 7.8 18.6 1.936 7.8 19.5114

29.2474 6.619392 26.66904 66.71157 100

30 3.27 6.73 17.3 2.8776 6.73 18.1477

27.7553 10.36775 24.24762 65.38463 100

40 4.31 5.69 18.1 3.7928 5.69 18.9869

28.4697 13.32223 19.98616 66.69161 100

50 5.32 4.68 19.7 4.6816 4.68 20.6653

30.0269 15.59135 15.58602 68.82262 100

60 6.3 3.7 16.95 5.544 3.7 17.7806

27.0244 20.51468 13.69125 65.79407 100

70 7.26 2.74 13.4 6.3888 2.74 14.0566

23.1854 27.55527 11.81778 60.62695 100

80 8.2 1.8 12.3 7.216 1.8 12.9027

21.9187 32.92166 8.212166 58.86617 100

90 9.11 0.89 7.6 8.0168 0.89 7.9724 16.8792 47.49514 5.272762 47.2321 100

Calculamos el % en peso de cada componente a partir de la siguiente formula:



%componente = x 100

Wtotal = Wbenceno + Wagua + WHAc

B. Determinación de las líneas de reparto:

Preparamos mezclas ternarias de benceno, ácido acético, agua, 10 ml. Cada una con las siguientes composiciones de volumen:

Mezcla Binaria 10 mlPeso de g NaOH

0.5NPeso de HAc en 3ml de capa

%Peso de HAc en cada capa

N0

C6H6

Agua

(ml) CA

CB

CA

CB

CA

CB

CA

CB

1 4.5

1 3.0039

2.5008

17.25 0.9 0.5382 0.02808 17.9167

1.12

2 4.5

2 3.0882

2.5468

35.65 3.7 1.11228

0.11544 36.0170

4.53

3 4.5

3 3.0345

2.5852

51.6 8.7 1.60992

0.27144 53.0538

10.49

4 4.5

4 2.6602

2.6602

58 24.6

1.8096 0.76752

62.7461

28.85

CA: capa acuosa CB: Capa Binaria

Cálculos para la curva de calculamos el peso para cada exp. Solubilidad

Mezcla binaria: 10 ml

%peso: 10% Wbenceno: 0.88 x 1.2 = 0.9856 g

Vbenceno: 1.12 ml Wagua: 1 x 8.88 = 8.88 g



Vagua: 8.88 ml VHAc: 9.40 x 1.049 = 9.8606 g

VHAc: 9.40 ml volumen gastado 𝝁MT = 19.7262 g

Cálculos de % del compuesto

%p/pbenceno = x 100 = 4.9964

%p/pagua = x 100 = 45.0163

%p/pagua = x 100 = 49.9873

%p/pagua = x 100 = 100.00

Cálculos para las líneas de reparto

Para 1

Vbenceno: 4.5ml Peso de HAc en 3 ml de capa

Vagua: 4.5ml Para 1

VHAc: 1 ml VHAc x NHAc = VOH x NOH

Pero de 3ml de gramos 3 x NHAc = 17.25 x 0.52

CA = 3.0039 g NHAc = 2.99 N

CB = 2.5008 g para CA

Volumen gastado de NaOH 0.5 N

CA: 17.25ml 2.99 x = 0.00897 ml

CB: 0.9 ml 0.00897 molHAc x = 0.5382 g



Para CB: %CA en peso de cada capa de HAc

VHAc x NHAc = VOH x NOH %p/pCA = x 100 = 17.9167

3 x NHAc = 0.9 x 0.52 0.156 x = 0.000468 ml

NHAc = 0.156 N 0.000468 molHAc x = 0.02808 g

%p/pCA = x 100 = 1.1228

CONCLUSIONES:

- Las mediciones de ácido acético deben realizarse con mucho cuidado teniendo en cuenta que de ellas depende la curva de solubilidad, por lo tanto son las mas esenciales.

- El equipo a utilizar debe estar seco y en perfectas condiciones para así lograr un análisis más preciso

- La curva de solubilidad parte de los extremos del triangulo debido a que el sistema fenol-agua es un sistema inmiscible, de no ser así, la curva de solubilidad hubiera partido de la recta y no de los extremos, ya que seria un sistema parcialmente inmiscible como el agua-cloroformo.



LAB. 05:

DESTILACIÓN FRACCIONADA

1.- OBJETIVO:

Estudiar la separación de una mezcla líquida binaria por destilación fraccionada a reflujo total, usando mediciones del índice de refracción para determinar la composición del destilado y residuo.


La destilación fraccionada ha permitido enormes adelantos en las operaciones de separación de materiales por destilación tales como en la refracción de petróleo y en la concentración de isótopos, y por consiguiente, un progreso notable en el diseño de equipo para estos fines (4).

La separación de dos líquidos por simple vaporización y condensación no es efectiva, excepto cuando sus respectivos puntos de ebullición difieren ampliamente. Una mejor separación se consigue a base de una serie de destilaciones simples, lo cual sin embargo, es laborioso. Se obtiene el mismo resultado usando una columna de fraccionamiento, dentro de la cual asciende vapor poniéndose en contacto con parte de condensado que desciende dentro de la misma. Los componentes menos volátiles se vaporizan de la fase líquida descendiente, por lo que la destilación a través de la columna es equivalente a varias destilaciones simples sucesivas. La separación es mejor, si la mayor parte del vapor condensado en la parte superior de la columna regresa como reflujo. La razón de reflujo se define como la razón de la cantidad de líquido que regresa a la columna a la cantidad de líquido separado como destilado. La temperatura será más baja en la parte superior, donde se concentra el componente más volátil, que en la parte inferior, donde se encuentra en mayor proporción el componente menos volátil.



Si se usan columnas empaquetadas, se consigue mejor contacto de las fases líquido – vapor, pero el empaquetamiento no debe retener una fracción grande del lote que se destila ya que disminuye el grado de separación.

La efectividad de una columna de destilación se expresa en términos de platos teóricos. El plato teórico se define como una sección hipotética de columna que produce separación tal de componentes, que el vapor que sale por la parte superior de la sección tiene la composición del vapor que esta en equilibrio con el líquido que cae por el fondo de la sección. Una columna formada por un simple tubo de 1 cm de diámetro y 1 m de largo podría ser equivalente sólo a un plato teórico, mientras que el mismo tubo relleno de empaquetamiento adecuado puede equivaler a 20 o más platos teóricos. El número de platos teóricos aumenta al disminuir la relación de reflujo.

Para determinar el número de platos teóricos debe disponerse de datos de equilibrio líquido (L) – vapor (V) de las substancias consideradas para trazar gráficas como la de la Fig. 5.1 para el sistema CCl4 – C6H6 ; o contar con datos de temperatura (Tb) vs composición, para trazado de una gráfica tal como la de la Fig. 5.2, y en base a la cual se obtiene los datos de la composición de equilibrio líquido – vapor.

Fig. 5.1 Gráfica líquido – vapor para el sistema CCl4 – C6H6, para determinar el numero de platos teóricos.

En la Fig. 5.1., cada línea vertical representa una etapa de destilación ideal, su intersección con la línea superior determina la composición del vapor en equilibrio con el líquido, indicado por la intersección de la línea vertical con la línea inferior. Cada línea horizontal muestra una


49% 100

100

0 21%


condensación completa de todo el vapor para dar un líquido de la misma composición. El número de platos teóricos es igual al número de escalones verticales – 1. La superficie líquido – vapor en el matraz de destilación equivale a un plato teórico. El número de platos teóricos puede variar un poco con la velocidad de entrada del vapor en el fondo de la columna y la velocidad de regreso del líquido.

Fig. 5.2. Diagrama temperatura - composición para un sistema líquido binario completamente soluble en la fase líquida.


Sistemas líquidos: CCl4 – C6H6, CCl4 – C6H5CH3, etc.; columna Vigreux, columnas empaquetadas (empaquetamiento: conos dobles, salidas de acero inoxidable, hélices de vidrio o bolitas de vidrio), cabeza de destilación con refrigerante de dedo y termómetro, manta de calentamiento con tela de vidrio y autotransformador variable; probeta graduada de 100 ml, tubos de ensayo pequeños y corchos; refractómetro, soportes, pinzas, mangueras, etc


P

L V

0A X Y

TB

1.0B

TA



Se mezclan 10 ml de CCl4 con 40 ml de C6H6 (ó 20 ml de CCl4 con 30 ml de C6H5CH3) en el matraz de destilación, el cual, se calienta con manta de calentamiento controlada con autotransformador variable. El líquido debe hervir vigorosamente hasta que se produzca condensación en la parte superior de la columna. En caso de que ésta sea inundada, se debe disminuir el calentamiento. El refrigerante se instala en una posición tal que todo el condensado regrese a la columna.

Después de establecerse el equilibrio, tomar las lecturas de temperatura en el termómetro cuando éstas sean constantes. Separar muestras de destilado y residuo. Para la colección del destilado, el refrigerante debe estar instalado en una posición tal que permita que el destilado gotee a una probeta graduada. Desechar las tres primeras gotas, y recolectar una muestra de un milímetro para su análisis respectivo en un refractómetro (Abbe por ejm.) por el brazo lateral del matraz de destilación separar con una pipeta 1 ml de líquido y guardarlo para su análisis en el refractómetro (dependiendo de las circunstancias previamente puede quitarse el calentamiento).

La eficiencia de la columna determinada en base a estas dos muestras corresponde a la eficiencia de la columna a reflujo total.

Se puede repetir el procedimiento con la columna empaquetada para fraccionamiento, la cual requiere mayor tiempo para alcanzar el equilibrio pero se obtiene mayor eficiencia de separación. O puede usarse también una columna de platos de burbujeo. Si se usa la columna empaquetada, la columna y matraz de destilación se evacúan y secan, y se introducen 30 ml de cloroformo y 30 ml de benceno. El condensado de reflujo se ajusta para razón de reflujo 5:1 a 10:1, según se hja calculado de las velocidades de goteo del refrigerante a reflujo y del tubo de destilación. El destilado se colecta en una probeta. Después de cada 3 ml de destilado se toma una muestra de 1 ml en una botellita provista de tapón, y posteriormente a estas muestras se les mide el índice de refracción. Se debe llevar un registro del volumen total de líquido destilado y de la lectura del



termómetro al tiempo de tomar cada muestra. También se anota el volumen total final del destilado.


Tabular los datos detalladamente. Los índices de refracción de C6H6, CCl4 y de mezclas de los 2 vs % molar de CCl4, se grafican en papel coordenado. Con la curva obtenida determinar la composición de una mezcla líquida desconocida por interpolación del índice de refracción. En esta forma se determinan las composiciones del destilado y residuo. Con datos de composición L – V o en base a datos de temperatura (de ebullición) – composición, trazar la curva de equilibrio como la mostrada en la Fig. 5.1. fijar los puntos representativos del destilado y residuo, y y proceder a la determinación del número de platos teóricos tal como se ha explicado en la sección teoría. En las tablas 5.1 y 5.2 se dan datos de composición L-V para las mezclas CCl4 – C6H6 y CCl4 – tolueno, respectivamente.

TABLA 5.1 Composición L-V de mezclas de CCl4 y C6H6 A 760 mm Hg y a temperatura entre los puntos de ebullición de los líquidos.

La

eficiencia de varios tipos de empaquetamiento y de construcción de columna para fraccionamiento puede compararse calculando la longitud equivalente a 1 plato teórico. La longitud de columna por plato teórico se denomina “altura equivalente por plato teórico” (HETP). Algunos de los tipos de empaquetamiento pueden comparase determinando la HETP, cada uno.

La efectividad de la destilación cloroformo-benceno queda ejemplificada trazando una gráfica de las temperaturas de destilado que se condensa vs el porcentaje del volumen total de destilado. En la misma gráfica se representa los índices de refracción de las muestras vs el porcentaje del

volumen total de destilado.


% molar CCl4 en el líquido

0 13.64 21.57 25.73 29.44 36.44 40.57 52.69 62.02 72.20

% molar CCl4 en el vapor

0 15.92 24.15 28.80 32.15 39.15 43.50 54.80 63.80 73.30

% molar CCl4

en el líquido0 5.75 16.25 28.85 42.60 56.05 64.25 78.02 94.55

% molar CCl4

en el vapor0 12.65 31.05 49.35 64.25 75.50 81.22 89.95 97.35


Para una columna con un número muy grandes de platos teóricos, operada a una alta relación de reflujo, el índice de refracción del destilado cambia, abruptamente, del correspondiente al componente más volátil al del menos volátil, cuando se ha destilado todo el componente volátil. En igual forma la temperatura de destilación asciende bruscamente cuando se ha destilado el componente más volátil.

El valor de una columna de fraccionamiento depende uno solamente del número de platos teóricos, sino también de la cantidad de líquido retenido por el empaquetamiento. Se alcanzan condiciones de equilibrio más rápidamente si el retenido por la columna es pequeño. El cual puede determinarse al final de cada experimento quitando el baño para el calentamiento, separando la columna y soplando aire seco a través de ella; el material expulsado se condensa y pesa en un tubo en U rodeado por un baño frigorífico de hielo seco. Cuando el empaquetamiento está completamente seco, el incremento en peso del tubo en U da el peso del líquido retenido en la columna.

% fracción molar Etanol-Acetona

IR

100 1.45678.54 1.46568.01 1.46965.01 1.471157.85 1.47347.78 1.477831.1 1.4848

0 1.497

Con estos datos hacemos una grafica de composición vs Indice de refracción, que nos servirá posteriormente para determinar la composición de nuestro destilado y de nuestro residuo. Después empezamos la destilación de la solución por medio de la columna de refraccionamiento que ya deben de estar instalados según las instrucciones del profesor del aula.



Al finalizar la destilación, recogemos dos muestras; de destilado y de residuo (lo que queda en el balón) y medimos su índice de refracción; con la cual obtenemos su composición, que proyectaba e{n la grafica de equilibrio Y vs X para el sistema Etanol-Acetona, obtenemos el número de platos teóricos.

Acetona (2)

Tm{ín = 178.450K

Tmá{{x = 508.200K

- Constantes

A = 28.5884 B = - 2.4690 x 103

C = - 7.351 D = 2.8025 x 10-10

E = 2.736 x 10-6

ETANOL (1)

Tmín = 159.05

Tmáx = 516.25

- Constantes

A = 23.8442 C = -5.0474



B = -2.8642 x 103 D = 3.744 x 10-11

E = 2.7361 x 10-7

Log10 P = A + B/T + C log10 T + DT + ET2

P; mmHg

T: 0K

Acetona

Log10 P = 28.5884 + (-) + (-7.351)log10 T + 2.8025x10-10 T + 2.736x10-6 T2

Etanol

Log10 P = 23.8442 + + (-) 5.0474log10 T + 3.744x10-11 T + 2.7361x10-7 T2

Si T = 25 = 2980K

ACETONA

Log10 P = 28.5884 – - 7.351 log10 (298) + 2.8025x10-10 (298) + 2.736x10-6 (298)2

Log10 P = 28.5884 – 8.285234899 – 18.18796376 + 0.0000000835 + 0.242967744

Log10 P = 2.3581691

P = 102.358169 = 228.122961 mmHg 228.1230 mmHg

ETANOL

Log10 P = 23.8442 – - 5.0474 log10 (298) + 3.744x10-11 (298) + 2.7361x10-7(298)2

Log10P = 23.8442 – 9.6114094 – 12.48836 + 1.12 x 10-8 + 0.0243

Log10P = 1.7687 = 101.7687 = 58.7084mmHg

DIAGRAMA Presión De Vapor-Composición

Sistema: Etanol-Acetona

C2H5OH – CH3-CO-CH3



Presión De Vapor a 25

Etanol

Log P = 23.8442 – - 5.0474 log10 (298) + 3.744x10-11 (298) + 2.7361x10-7(298)2

Log P = 23.8442 – 9.611409396 – 12.48835917 + 0.00000001115 + 0.0242976

Log P = 1.768729045

P = 101.768729045 = 58.7122934 mmHg 58.7123 mmHg

X1 X2 P2 mmHg P1 mmHg P mmHg1 0.0 0.000 58.7123 58.7123

0.9 0.1 22.8123 52.84107 75.653370.8 0.2 45.6246 46.96984 92.594440.7 0.3 68.4369 41.09861 109.535510.6 0.4 91.2492 35.22738 126.476580.5 0.5 114.0615 29.35615 143.417650.4 0.6 136.8738 23.48492 160.358720.3 0.7 159.6861 17.61361 177.299790.2 0.8 182.4984 11.74246 194.240860.1 0.9 205.3107 5.87123 211.181930.0 1.0 228.3107 0.0000 228.123

P10 = 58.7123 mmHg

P20 = 228.123 mmHg

Cálculos para el trazado del Diagrama de Equilibrio de Fases “Temperatura-Composición”, para el sistema “Etanol-Acetona”, considerándolo como ideal se aplica

P = (P20 – P1

0)X2 + P10 X2 P2

0 = Y2P

De donde

X2 = (P – P10)/(P2

0 – P10) Y2 = (X2P2

0)/P

C2H5OH → A. Etanol Tb = 351.440K = 78.44 78.5

C3H6O → B. Acetona Tb = 329.440K = 56.44

329.440K→BP acetona



1.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351log(329.44) + 2.8025 x 10-10(324.4) + 2.736 x 10-

6(329.44)2

= 28.5884 - 7.4945 – 18.5082 + 0.00000009233 + 0.2969 = 2.8826

PB0 = 102.8826 = 763.1326 mmHg.

log PA0 = 23.8482 – - 5.0474 log(329.44) + 3.74 x 10-11(329.44) + 2.7361 x 10-7(329.44)2

= 23.84 – 8.6941 – 12.7082 + 0.000000012334 +0.02969509 = 2.4716

PA0 = 102.4716 = 296.21mmHg.

2.- log PB0 = 28.5884 – - 7.351log(330.44) + 2.8025 x 10-10(330.44)

+ 2.736 x 10-6(330.44)2

log PB0 = 28.5884 – 7.4719 – 18.51785 + 0.00000009260581 + 0.29875 = 2.8974

PB0 = 102.8974 = 789.5870mmHg.

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(330.44) + 3.744 x 10-11(330.44) + 2.7361x10-7(330.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.6678 – 12.7149 + 0.000000012371674 + 0.02987573831 = 2.4914

PA0 =102.4914 = 310.0273 mmHg

3.- log PB0 = 28.5884 – - 7.351 log(331.44) + 2.8025 x 10-10(331.44) + 2.733x10-

6(331.44)2

logPB0 = 28.5884 – 7.4423 – 18.5275 + 0.00000009288606 + 0.35563678 = 2.91216 22

PB0 = 102.91216 = 216.8833 mmHg

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(331.44) + 3.744 x 10-11(331.44) + 2.7361x10-7(331.44)2

log PA0 = 23.8442 – - 12.7215 + 0.000000012409114 + 0.0300567353 2.51106

PA0 = 102.51106 = 324.3834 mmHg

4.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351 log(333.44) + 2.8025x10-10(333.44) + 2.736x10-

6(333.44)2



Log PB0 = 28.5884 – 7.4046 – 18.5447 + 0.00000009344656 + 0.3041945911 = 2.9413

PB0 = 102.9413 = 873.5746 mmHg

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(333.44) + 3.744x10-11(333.44) + 2.7361x10-7(333.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.5899 – 12.7347 + 0.00000001248394 + 0.030420571 = 2.75

PA0 = 102.75 = 354.8134 mmHg

5.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351 log(335.44) + 2.8025x10-10(335.44) + 2.736x10-

6(335.44)2

Log PB0 = 28.5884 – 7.3605 – 18.5658 + 0.0000000940071 + 0.3078547 = 2.97

PB0 = 102.97 = 933.2543 mmHg

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(335.44) + 3.744x10-11(335.44) + 2.7361x10-7(335.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.5386 – 12.7478 + 0.000000012558874 + 0.03078659545 = 2.5886

PA0 = 102.5886 = 387.7930 mmHg

6.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351 log(337.44) + 2.8025x10-10(337.44) + 2.736x10-

6(337.44)2

Log PB0 = 28.5884 – 7.3169 – 18.5848 + 0.00000009457 + 0.3115367 = 2.9982

PB0 = 102.9982 = 995.8639 mmHg

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(337.44) + 3.744x10-11(337.44) + 2.7361x10-7(337.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.488 – 12.7608 + 0.0000000126338 + 0.03115481 = 2.6266

PA0 = 102.6266 = 423.253 mmHg

7.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351 log(339.44) + 2.8025x10-10(339.44) + 2.736x10-

6(339.44)2

Log PB0 = 28.5884 – 7.2737 – 18.6036 + 0.00000009513 + 0.3152406 = 3.0263

PB0 = 103.0263 = 1062.4292 mmHg



log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(339.44) + 3.744x10-11(339.44) + 2.7361x10-7(339.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.4380 – 12.7738 + 0.00000001270864 + 0.0315252 = 2.6639

PA0 = 102.6639 = 461.2114 mmHg

8.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351 log(341.44) + 2.8025x10-10(341.44) + 2.736x10-

6(341.44)2

Log PB0 = 28.5884 – 7.2314 – 18.6224 + 0.00000009569 + 0.3189664 = 3.0536

PB0 = 103.0536 = 1131.3579 mmHg

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(341.44) + 3.744x10-11(341.44) + 2.7361x10-7(341.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.3886 – 12.7867 + 0.000000012784 + 0.0318978 = 2.7008

PA0 = 102.7008 = 502.1113 mmHg

9.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351 log(343.44) + 2.8025x10-10(343.44) + 2.736x10-

6(343.44)2

Log PB0 = 28.5884 – 7.1890 – 18.6410 + 0.00000009625 + 0.322714 = 3.0811

PB0 = 103.0811 = 1205.3134 mmHg

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(343.44) + 3.744x10-11(343.44) + 2.7361x10-7(343.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.3397 – 12.7995 + 0.0000000128584 + 0.03227258 = 2.7372

PA0 = 102.7372 = 546 mmHg

10.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351 log(345.44) + 2.8025x10-10(345.44) + 2.736x10-

6(345.44)2

Log PB0 = 28.5884 – 7.1472 – 18.6596 + 0.00000009681 + 0.32644836 = 3.1079

PB0 = 103.1079 = 1282.0353 mmHg

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(345.44) + 3.744x10-11(345.44) + 2.7361x10-7(345.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.2915 – 12.8122 + 0.000000012933 + 0.03264955 = 2.7731



PA0 = 102.7731 = 593.0619 mmHg

11.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351 log(347.44) + 2.8025x10-10(347.44) + 2.736x10-

6(347.44)2

Log PB0 = 28.5884 – 7.1063 – 18.6780 + 0.00000009737 + 0.330275 = 3.1344

PB0 = 103.1344 = 1362.6992 mmHg

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(347.44) + 3.744x10-11(347.44) + 2.7361x10-7(347.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.2437 – 12.8248 + 0.000000013008 + 0.03302871 = 2.8087

PA0 = 102.8087 = 643.7244 mmHg

12.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351 log(349.44) + 2.8025x10-10(349.44) + 2.736x10-

6(349.44)2

Log PB0 = 28.5884 – 7.0656 – 18.6963 + 0.00000009793 + 0.334038 = 3.161

PB0 = 103.161 = 1448.772 mmHg

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(349.44) + 3.744x10-11(349.44) + 2.7361x10-7(349.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.1965 – 12.8374 + 0.00000001308 + 0.0334341006 = 2.8437

PA0 = 102.8437 = 697.7502 mmHg

13.- log PB0 = 28.5884 – – 7.351 log(351.44) + 2.8025x10-10(351.44) + 2.736x10-

6(351.44)2

Log PB0 = 28.5884 – 7.0242 – 18.7151 + 0.00000009851 + 0.338039 = 3.1871

PB0 = 103.1871 = 1538.5089 mmHg

log PA0 = 23.8442 – – 5.0474 log(351.44) + 3.744x10-11(351.44) + 2.7361x10-7(351.44)2

log PA0 = 23.8442 – 8.1485 – 12.8503 + 0.00000001316 + 0.0338051 = 2.8792

PA0 = 102.8792 = 757.1815 mmHg

T° T° ETANOL(1) ACETONA(2) CVFVFDBDFB

n° (C°) (K°) PA°,mmHg PB

°,mmHg X2 Y2



01 56.44 329.44 296.21 763.1326 0.9933 0.997402 57.44 330.44 310.0273 789.5870 0.9383 0.974803 58.44 331.44 324.3844 816.8833 0.8845 0.950704 60.44 333.44 354.8134 873.5746 0.7811 0.897805 62.44 335.44 387.7930 933.2543 0.6824 0.838006 64.44 337.44 423.253 995.8639 0.5881 0.770607 66.44 339.44 461.2114 1062.4292 0.447 0.694808 68.44 341.44 502.1113 1131.3579 0.4098 0.6109 70.44 343.44 546.000 1205.3134 0.3246 0.514810 72.44 345.44 593.0619 1282.0353 0.2423 0.408711 74.44 347.44 643.7244 1362.6992 0.1617 0.289912 76.44 349.44 697.7502 1448.772 0.0829 0.158013 78.44 351.50 757.1815 1538.5089 0.0036 0.0073

X2 = Y2 =

1.- X2 = = = 0.9933

Y2 = = 0.9974

2.- X2 = = = 0.9383

Y2 = = 0.9748

3.- X2 = = = 0.8845

Y2 = = 0.9507

4.- X2 = = = 0.7811



Y2 = = 0.8978

5.- X2 = = = 0.6824

Y2 = = 0.8380

6.- X2 = = = 0.5881

Y2 = = 0.7706

7.- X2 = = = 0.497

Y2 = = 0.6948

8.- X2 = = = 0.4098

Y2 = = 0.61

9.- X2 = = = 0.3246

Y2 = = 0.5148

10.- X2 = = = 0.2423

Y2 = = 0.4087



11.- X2 = = = 0.1617

Y2 = = 0.2899

12.- X2 = = = 0.0829

Y2 = = 0.1580

13.- X2 = = = 0.0036

Y2 = = 0.0073

LAB. 06:

MASA MOLAR DE UN SOLUTO NO-VOLATIL

1.- OBJETIVO:

Determinar la masa molar de un soluto no-volátil, en base a mediciones experimentales de la elevación del punto de ebullición del solvente en soluciones de este soluto, usando el termómetro diferencial beckman.


En soluciones de solutos no-volátiles, la presencia de soluto aumenta el punto de ebullición del solvente (3) (6); este incremento o ascenso ebulloscópico ∆Te te determina por la ecuación

∆Te = [ ] m …………. (6.1)

Donde “R” es la constante de los gases, “T0” la temperatura normal de ebullición del solvente puro, “∆Hv” y “n1” el calor molar de evaporización y numero de moles de solvente respectivamente, y “m” la molalidad de la solución. El término entre corchetes es función de la



naturaleza del solvente y se le denomina la constante ebulloscópica del solvente, Ke; y asi la ecuación (6.1) se puede escribir en la forma

∆Te = Ke m …………. (6.2)

La molalidad se da por

m = …………. (6.3)

En la que W2 y M2 son la masa y masa molar del soluto respectivamente, y W1 la masa del solvente (líquido). De la combinación de (6.2) y (6.3)

M2 = ……………. (6.4)

La ecuación (6.4) es la expresión matemática para la determinación de la masa molar del soluto “M2”, midiendo experimentalmente la elevación del punto de ebullición del solvente “∆Te”, causada por la disolución de W2 gr de soluto en W1 gr de solvente.


Solventes líquidos como benceno, acetona, etc.; solutos como p-nitrotolueno, ácido benzoico, ácido acetilsalicílico, etc.

Aparato para ascenso ebulloscópico de Cottrell-Chopin con cámara de ebullición y otros accesorios; refrigerante, termómetro diferencial Beckman, lupa, micromechero, rejilla y gas propano; podría usarse como equipo y medio de calentamiento lámpara de rayos infrarrojos y manta de calentamiento que funcionan con electricidad. Prensa para comprimidos, soportes, pinzas, etc.




Calibrar el termómetro Beckman de tal manera que el nivel de Hg se sitúe aproximadamente en la mitad inferior de la escala del termómetro a ebullición normal del solvente puro. Las cantidades de solvente y soluto se fijan de tal forma que se obtenga una solución diluida. Para el presente experimento se eligen como solvente y soluto benceno y paranitrotolueno (p-nitrotolueno), respectivamente. A la cámara de ebullición conteniendo previamente trocitos de porcelana porosa para regular la ebullición, se vierten 25 ml de benceno; se conecta el termómetro Beckman al aparato de Cottrell-Chopin, se provee de una refrigeración adecuada con agua al sistema, y se le suministra calentamiento a la cámara de ebullición con llama de micromechero en otro dispositivo. Proceder ahora a la toma de lecturas de nivel de Hg en la escala del termómetro cada 30 segundos (mínimo 4), cuando la ebullición es suave, la cual se obtiene por percolación regular del líquido sobre el bulbo del termómetro. Interrumpir el calentamiento, separar momentáneamente el termómetro Beckman, e introducir en la cámara de ebullición 0.30 gr de p-nitrotolueno; suministrar nuevamente el calentamiento y anotar las lecturas del punto de ebullición de la solución en forma análoga a las del solvente puro.

Las fluctuaciones de temperatura que pudieran producirse podrían deberse a pérdidas de vapor de disolvente o cuando el bulbo no está bien cubierto por porciones del percolador. Se deben controlar la presión barométrica y la temperatura ambiente; el punto de ebullición es sensible a las variaciones de la presión atmosférica si la determinación se efectúa por un periodo largo de tiempo. Algunos solutos se asocian en benceno a moléculas dobles.


Tabular los datos detalladamente. Remplazar los valores de las masas de solvente y soluto, valor promedio y corregido del ascenso ebulloscópico del solvente proveniente de la medición experimental, y el valor de la constante ebulloscópico corregida, en la ecuación (6.4); para determinar la masa molar de soluto M2. Comparar este resultado con el valor dado en la



bibliografía, calculando el porcentaje de error. La corrección de la constante ebulloscópico del solvente puede hacerse según los datos que se indican (3).

SOLVENTE P.E. Ke, ∆Ke/∆P mmHg

C6H6 80.2 2.53 0.0007

H2O 100 0.52

- Calculos:

Para nuestra solución se ha tomado urea como soluto y agua como disolvente.

T1 = 27.2

Tf = 27.7

Tb Agua = 100 = 373.150K

KC: cte ebulloscopica del solvente agua

Solvente: agua

Soluto: urea

∆Tc = Kc x m

M2 =

𝝆agua = 0.99757 g/cm3

V2 = 50 ml

Wagua = 50 ml x 0.99757 g/ml = 49.8785 g

W2 = 0.61g

Hvapor = A x (1 - )m, A = 52.053, Tc = 647.13,m=0.321,T=373.150K

Hvapor = 52.053(1 – )0.321 = 39.5026 x = 9.45 Kcal/mol



Kc =

n1 = = 2.7686

Kc = =1.6164

Datos obtenidos:

EXP. T0C T0C solvente T0C solución

solvente producto Promedio producto promedio

1 27.4 1.40 27.4 2.92

2 27.4 1.20 27.4 2.25 0.32

3 27.4 1.44 27.4 2.25

4 27.4 2.12 27.4 2.25

∆Tc = 2.20 – ( )

∆Tc = 0.32

M2 =

M2 =

M2 = 61.78 g/mol

Conclusiones:

- El termómetro beckmann debe ser calibrado después de varias pruebas, para así lograr que en la hora del experimento se puede medir correctamente la diferencia de temperatura.

- Este método para hallar el peso molecular de un compuesto es muy exacto.



- Despues de haber calibrado el termómetro beckmann, se debe evitar manipularlo ya que esto puede ocasionar que el mercurio vuelva a bajar o a subir, cosa que haría que nuestro experimento se echara a perder

- El dato obtenido, finalmente dependerá mucho de cómo hayamos operado el termómetro beckmann, ya que es este el que puede variar en cualquier momento, por una mala manipulación

LAB. 07:

CONDUCTIVIDAD ELECTRICA

1.- OBJETIVO:

Medir la conductividad eléctrica de soluciones electrolíticas acuosas, determinando la constante de la celda utilizada. Se consideran para el estudio electrolitos fuertes y débiles.




Cuando se pasa corriente eléctrica a través de una solución electrolítica, la carga eléctrica es transportada por el movimiento de aniones y cationes. Si la solución de electrolito se coloca dentro de una celda conteniendo dos electrodos paralelos de área “A” cada uno, separados una distancia “l’”, y se encuentra que la resistencia total en la celda es “R”, la conductividad o conductancia de la solución electrolítica se expresa en la forma.

L = (7.1)

Cada solución electrolítica posee una conductividad específica, Ks, la cual se define

Ks = (7.2)

Siendo “𝝆” la resistencia específica o resistividad de la solución, y se da por

𝝆 = (7.3)

De donde

R = 𝝆 (7.3´)

En la que

= K (7.4)

“K” es la constante de la celda, y como lo muestra la ecuación (7.4) depende de la geometría de la misma.

De la combinación de (7.2), (7.3) y (7.4)

Ks = (7.5)

Y de (7.1) y (7.5)

Ks = L K (7.6)

De (7.5)



K = Ks . R (7.7)

La ecuación (7.7) permite la determinación de la constante de la celda en términos de la conductividad específica y resistencia de la solución.

Por otro lado, se define como conductividad equivalente “A”,

A = (7.8)

Donde :

C =es la combinación del electrolito en equiv/litro de sol.

A=Conductividad equivalente.

Midiendo la resistencia de una solución electrolítica cuya conductividad específica sea conocida, se puede determinar la constante de la celda usando la ecuación (7.5). midiendo experimentalmente después en la misma celda la resistencia de otra u otras soluciones electrolíticas, se pueden calcular sus conductividades específicas aplicando la misma ecuación (7.5) y sus respectivas conductividades equivalentes a través de la ecuación (7.8).

Fig. 7.1 Circuito de Puente Wheatstone

La resistencia se mide colocando a la celda en un brazo de circuito de puente Wheatstone usando corriente alterna CA (2), o directa CD(6); este circuito va conectado a un generador de bajo voltaje (caso CA 1000 ciclos/seg ), y a un dispositivo detector tal como un galvanómetro; como se muestra en la figura 7.1. el propósito de usar corriente alterna es evitar polarización de los electrodos en la celda de conductividad, lo cual podría conducir a reacción en los electrodos (1); la celda es de vidrio con electrodos de platino sellados.


A C

Generador

detector

D

B


El generador suministra una corriente de intensidad I, la cual se bifurca en A en las intensidades I1 e I2. Las corrientes de Intensidad I1 pasa a través de las resistencias R3 y Rx (solución electrolítica), y la de intensidad I2 pasa a través de las resistencias R1 y R2. R1 , R2 y R3 se miden en el puente Wheatstone. Cuando no pasa corriente por el detector, el potencial en el punto B es igual al potencial en el punto D, en estas condiciones se puede escribir

R3 I1 = R2 I2 (7.9)

Y Rx I1 = R1 I2 (7.10)

Combinando las ecuaciones (7.9) y (7.10), se obtiene

Rx = R3 (7.11)

La ecuación (7.11) permite el cálculo de la resistencia de la solución electrolítica bajo la siguiente situación en el puente Wheatstone: razón foja de (R1/R2) y un valor de R3 que corresponde a un paso nulo de corriente a través del detector.


Soluciones acuosas de KCl 0.01 N ó 0.02 N de conductividad específica conocida (para solución de KCl 0.01 N, Ks = 0.00140877 ohm-1 cm-1 a 25 ); soluciones acuosas de ácido acético 0.1 N ó 0.05 N para determinar su conductividad equivalente; celda de conductividad con electrodos de platino (Pt), solución saturada de PtCl3; baño de temperatura constante. Puente Wheatstone de resistencia variable o puente universal de Wayne-Kros; generador de corriente de bajo voltaje de aproximadamente 15 voltios, de CA o CD; galvanómetro u otro dispositivo detector (osciloscopio de rayos catódicos, etc.); voltímetro; cables de conexión, soportes, pinzas, etc.


Cualquier forma que sea la celda utilizada, se debe recubrir los electrodos con negro de platino, para eliminar algunos efectos de electrólisis. Se prepara la solución para platinado, mezclando 3 gr de PtCl3 con 100 ml de H2O. se somete a los electrodos a un recubrimiento



homogéneo con negro de Pt, sumergiéndolos en la solución de platinado y usando C.D. de bajo voltaje de tal manera que sólo se produzca un lento desprendimiento de gases (intercambiando las conexiones de los electrodos, cada minuto o más, a la fuente de CD). Se lava cuidadosamente la celda y los electrodos con agua de conductividad (agua bidestilada con algunas gotas de K2Cr2O7). Si no se dispone de agua de conductividad bidestilada en columna de intercambio iónico, hervir agua destilada para eliminar gases de CO2 disueltos y guardarla cuando está caliente en un frasco con tapa. Usar esta agua para preparar las soluciones de KCl 0.01 N y 0.02 N, y las soluciones de CH3COOH 0.1 N o 0.05 N.

Enjuagar la celda y electrodos varias veces con pequeñas porciones de solución examen. Llenar la celda con una cantidad adecuada de dicha solución, introduciéndola en un baño de temperatura constante y conectándola al puente Wheatstone y demás accesorios según circuito establecido. Proceder a la medición de la resistencia de la solución electrolítica usando inicialmente la solución de KCl 0.01 N (ó 0.02 N, Ks = 0.00276 ohm-1 cm-1).

Después de seguir las instrucciones de lavado antedichas, proceder a la medición de la resistencia de otras soluciones electrolíticas (CH3-COOH 0.05 N, etc.) para determinar la conductividad equivalente A.

El valor de la conductividad es muy sensible a los cambios de temperatura, por lo que la temperatura del baño debe variar dentro de 0.05 .

Se obtienen resultados precisos cuando se usa una celda con electrodos bastante próximos y un generador de C.A., pero esto introduce un número de problemas ya que entre otros aspectos es necesario considerar y balancear reactancias en el circuito así como las resistencias. Sin embargo con el puente Wheatstone y galvanómetro los resultados son satisfactorios con generadores de C.D.

5.- UTILIZACION DE DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS:

Tabular los datos detalladamente. Usando la ecuación respectiva (ecuación 7.7), calcular la constante “K” de la celda a partir de la resistencia medida “R” y datos de conductividad específica “Ks” de la solución de KCl 0.01 ó 0.02 N.

Determinar la conductividad equivalente de la solución de ácido acético 0.05 N, con el valor de la constante de la celda y datos de conductividad específica de esta solución aplicando la ecuación (7.8). Discutir los resultados comparándolos con los valores dados en la bibliografía a las mismas condiciones.

5.1.- Datos Experimentales:

SOLUCION ELECTROLITICA DE HAc

C(N) Ks(us/cm) T, °C Δ(ohm-1.cm-1)



0.05 370

0.1 519

0.2 723

0.4 1005

0.6 1199

0.8 1341

1.0 1465

- EN CORRIENTE ALTERNA:

HAc: 0.05 N (sol. Examen) Fuente de poder:>12 voltios

R = = 10

RX = R3 * 10

RX = 1091 * 10 =10910 (Resistencia con HAc)

KCl: 0.01 N

R = = 10

Rx = R3 * 10

Rx = 330 * 10 = 3300 (Resistencia con KCl)

Para el KCl:

K = Ks * R

K = (0.00140877 ohm-1cm-1)(3300 ohm)



K = 4.648941 cm-1

Para el HAc:

K = Ks * R

4.648941 cm-1 = Ks * 10910 ohm

Ks = 4.261 x 10-4 ohm-1cm-1

- La conductividad equivalente “A”

A =

AHAc =

AHAc = 8.523 cm-1ohm-1

- EN CORRIENTE CONTINUA:

HAc: 0.05 N (sol. Examen) Fuente de poder:>12 voltios

R = = 10

RX = R3 * 10

RX = 1960 * 10 =19600 (Resistencia con HAc)

KCl: 0.01 N

R = = 10

Rx = R3 * 10

Rx = 494 * 10 = 4940 (Resistencia con KCl)

Para el KCl:

K = Ks * R

K = (0.00140877 ohm-1cm-1)(4940 ohm)

K = 6.59932 cm-1(constant de la celda)



Para el HAc:

K = Ks * R

4.648941 cm-1 = Ks * 10910 ohm

Ks = 0.000355 ohm-1cm-1(constante del Ac. Acético)

- La conductividad equivalente “A”

A =

AHAc =

AHAc = 7.101347 cm-1ohm-1

CONCLUSIONES:

- Lavar los electrodos con agua bidestilada 2 o 3 veces para eliminar el CO2 que se pudiera formar

- La conductividad del HAc teórico a 25 es 7.4.

- En corriente alterna la conductividad eléctrica del HAc resulto 8.523 cm-1ohm-1, y en corriente continua la conductividad eléctrica del HAc resulto 7.101347 cm-1ohm-1. En conclusión la corriente continua es más exacta que en corriente alterna.



8. NUMERO DE TRANSFERENCIA DE UN ION POR EL METODO DEL LIMITE MOVIL

OBJETIVO:

Determinar en número de transferencia o fracción de corriente transportada por una especie iónica, en base al desplazamiento de la interface entre dos soluciones electrolítica de un ión común, cuando se pasa corriente eléctrica a través de ellas. Se usan para el estudio, las soluciones acuosas de HCl 0.1 N (ó 0.2 N) (conductora) y de CdCl2 (indicadora).

FUNDAMENTO TEORICO:

El método de límite móvil consiste en mezclar en un tubo capilar graduado dos soluciones electrolíticas conteniendo un ion común que generalmente es el anión. Al pasar corriente eléctrica

Fig. 8.1 Número de transferencia por el método de límite móvil.

(C.D.) a través de éstas, se genera una interface (ó límite) móvil, la cual es observable si se adiciona previamente un indicador a la mezcla antedicha, ya que de ser así se establece una diferencia de color entre ambas soluciones separadas por el límite. Al tubo capilar se le acoplan dos electrodos uno en cada extremo, los que se conectan a un generador de corriente contínua. El paso de la


(-) Cátodo

(+) Ánodo

Solución conductora

Solución indicadora

b

a


corriente eléctrica origina una diferencia de potencial entre ambos electrodos, produciéndose la migración de cationes al cátodo y de aniones al ánodo, como se muestra en la Fig. 8.1.

Designando por AX y BX a los electrolitos de las soluciones conductora e indicadora respectivamente, se puede escribir

AX A+ + X-

BX B+ + X-

En el límite los iones positivos de las dos soluciones se mueven en el mismo sentido, y por lo tanto también se mueve el límite. La velocidad del catión de la solución principal A+ es mayor que la velocidad del catión de la solución indicadora B+, y el límite adquiere la velocidad del catión más veloz.

Si “Q” es la cantidad de electricidad pasada a través de las soluciones y “V” el volumen originado por el desplazamiento del límite entre 2 posiciones a y b (Fig. 8.1), en el tiempo t, el número total de equivalente de iones A+, nA+, involucrados en el transporte de electricidad en el volumen V está dado por

nA+ = (tA+ Q)/ F ……….. (8.1)

donde tA+ es el número de transferencia del ión A+ y F la carga de un equivalente.

Por otro lado, el número total de equivalentes de iones A+ en el volumen V se expresa en la forma

nA+ = (cA+ V) …. (8.2)

en la que cA+ es la concentración de iones A+ en equivalentes por unidad de volumen de solución.

De la combinación de las ecuaciones (8.1) y (8.2)

tA+ = (cA+ V F) / Q; (8.3)

además,

Q = I t (8.4)



donde I es la intensidad de la corriente utilizada y t el tiempo de suministro de la misma. Relacionando las ecuaciones (8.3) y (8.4)

se obtiene

tA+ = (8.5)

la cual se transforma a

tA+ = (8.6)

si cA+ se da en equivalente de iones A+/lt de solución, V en cm3, F en coulombios (F = 1 faradio = 96490 coulombios), I en amperios y t en segundos la ecuación (8.6) permite determinar el número de transferencia del ión positivo de la solución principal, midiendo experimentalmente el volumen generado por el desplazamiento del límite V, la intensidad de corriente I, y el tiempo de suministro de corriente t.

El producto It se determina por integración gráfica.

La experiencia requiere de las siguientes precauciones:

10 La movilidad del ión A+ debe ser mayor que la del ión B+. 20 La conductividad de la solución conductora debe ser ligeramente mayor que la conductancia de la solución indicadora. 30 Se deben evitar altas intensidades de corriente, ya que pueden causar calentamiento, dilatación y convección apreciables del líquido. 40 Mientras el límite se mueve debe cumplirse

tA+ / cA+ = tB+ / cB+

MATERIAL Y EQUIPO:

Tubo capilar graduado de vidrio (0.00513 cm3/división) con electrodo de Ag, AgCl (cátodo) preparado previamente y electrodo de Cd (ánodo). Soluciones acuosas HCl 0.1 N ó 0.2 N actuando como conductora, y de CdCl2 actuando como indicadora (preparada simultáneamente al transcurso del experimento); solución saturada de KCl e indicador de violeta de metilo. Miliamperímetro, voltímetro, reóstato, generador de corriente contínua (40 voltios). Cables de conexión y equipo de sujeción como soportes, pinzas, etc.



PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Se prepara previamente el electrodo de Ag, AgCl, por electrólisis, introduciendo dos electrodos de Ag completamente limpios y conectados a una generador de corriente contínua de bajo voltaje, dentro de una solución saturada de KCl o solución de HCl. La electrólisis se efectúa hasta que el ánodo adquiera una coloración violeta, siendo éste el electrodo clorurado. Se lava el tubo capilar graduado con solución de HCl 0.1 N (ó 0.2 N) conteniendo algunas gotas de violeta de metilo, con el equipo de sujeción adecuado se le fija una posición vertical, en el extremo inferior del tubo se le inserta el ánodo de Cd, y se le llena después con una cantidad adecuada de HCl 0.1 N (ó 0.2 N); en el extremo superior se le acopla el cátodo de Ag-AgCl. Ambos electrodos se conectan a los polos respectivos de la fuente de corriente contínua, de acuerdo a un circuito establecido con el equipo complementario (miliamerímetro, reóstato, etc) de tal manera que la intensidad de la corriente aplicada a la mezcla de las soluciones electrolíticas sea menor que 4 mA .

Al paso de la corriente, se disolverá el ánodo por migración de cationes al cátodo y de aniones al ánodo, y la superficie límite entre las soluciones de HCl y de CdCl2 (este último formado por el paso de la corriente) ascenderá a lo largo del tubo, haciéndose perceptible por la diferencia de color de las soluciones-. Se procede después al control de la intensidad de corriente y volumen originando por el desplazamiento del límite cada minuto; controlando también la temperatura y presión ambientes, antes y después del experimento. Mientras dure el experimento aumentará la resistencia del electrolito, si se trata de mantener constante la intensidad de corriente, se debe aumentar continuamente el voltaje.

UTILIZACION DE DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS:

Tabular los datos de todas las variables medidas. Determinar el producto I t = Q por integración gráfica. Con los valores de Q y V determinados, calcular el número de transferencia del ión H+ aplicando la ecuación (8.6). hacer una discusión de este resultado comprándola con el valor obtenido de alguna fuente bibliográfica a la misma temperatura.

- RESULTADOS:

Datos

% = 37



𝝆 = 1.132

N = 1.2

Q = I x T

tH+ =

Para Determinar la intensidad de corriente:

0.0075→150 lineas

X → n0 de líneas

Volumen:

18 divisiones x = 0.09234 cm3

Datos:

experimento Tiempo (seg.) Amperaje(líneas) Amperaje Graduación1 0 29 0.00145 2002 60 28 0.0014 1993 120 27 0.00135 1984 180 26.3 0.001315 1975 240 25.8 0.00129 1956 300 25 0.00125 1947 360 24.5 0.001225 1938 420 24 0.0012 1919 480 23.5 0.001175 190

10 540 23 0.00115 18911 600 22.1 0.0011054 18812 660 21.7 0.001085 18713 720 21.2 0.00106 18514 780 20.9 0.001045 18415 840 20.5 0.001025 18316 900 20.5 0.001025 182



Grafica:

Reemplazando en la relación:

tH+ =

C = 0.1

F = 96490 C

V = 0.09234 cm3

I = 0.001197 A(promedio)

T = 900 seg.

tH+ =

tH+ =



tH+ = 0.827

CONCLUSIONES:

- Está práctica resulta muy eficaz por el rendimiento dado pues el valor de tH+ teórico es

0.831. A una temperatura de 25

- Tener cuidado al momento de tomar el tiempo y el volumen de desplazamiento de la solución, ambos deben tomarse simultáneamente.

- El error relativo es de 0.48% que viene hacer un buen resultado en la transferencia del ion

hidrogeno a la temperatura de 25



11. DETERMINACION DE LOS PARAMETROS CINETICOS EN LA DESCOMPOSICION DEL AGUA CON CATALIZADOR HCl

OBJETIVO:

Estudiar la cinética de la reacción del 2, 4-dinitroclorobenceno con la piperidina en solución etanólica de 95% (concentración del alcohol etílico) en función de la temperatura. Determinando valores de constantes de velocidad de reacción, energía de activación y otros parámetros termodinámicos.

FUNDAMENTO TEORICO:

La reacción realiza su proceso tomando lugar en 2 etapas. La 1ra es una reacción lenta, y es la que determina la velocidad de reacción; la 2da es una reacción rápida. Las reacciones son como siguen:

ETAPA I:

N° T°1 VARIACION DEL VOLUMEN

T°2 TIEMPOS

01 46.0 14.0 27.0 0’

02 46.0 21.4 28.0 11’

03 45.6 22.0 28.2 15’

04 46.0 22.2 28.4 18’

05 44.5 22.4 28.6 24’

06 44.2 23.0 28.5 27’

07 43.8 23.8 28.5 31’

08 43.5 24.2 28.5 34’

09 43.2 24.6 28.5 36’

10 43.0 25.0 28.5 38’



ETAPA II

N° T°1 VARIACION DEL VOLUMEN

T°2 TIEMPOS

01 36.0 16.1 28.5 0’02 35.8 16.4 28.5 1’03 35.8 16.8 28.5 2’04 35.8 17.2 28.5 3’05 35.8 17.2 28.5 4’06 35.8 17.4 28.5 5’07 35.7 17.6 28.5 6’08 35.6 18.0 28.5 7’09 35.6 18.2 28.5 8’10 35.5 18.8 28.5 9’11 35.5 19.1 28.5 10’12 35.5 19.4 28.5 11’13 35.4 20.0 28.5 12’14 35.4 20.2 28.5 13’15 35.2 20.6 28.5 14’16 35.2 21.0 28.5 15’17 35.2 21.1 28.5 16’18 35.2 21.6 28.5 17’19 35.1 21.9 28.5 18’20 35.1 22.6 28.5 19’21 35.1 22.8 28.5 20’22 35.1 22.8 28.5 21’23 35.0 22.8 28.5 24’24 35.0 26.4 28.5 26’25 35.0 29.2 28.5 27’26 35.0 30.2 28.5 28’27 35.0 44.4 28.5 29’

Siendo la 1ra etapa la que determina la velocidad de la reacción total, sólo se toma en cuenta esta etapa para estudiar la cinética del 2, 4-dinitroclorobenceno con la piperidina y se observa que es una reacción de 2do orden.

Designando “a” y “b” a las concentraciones iniciales del 2, 4-dinitroclorobenceno y piperidina, respectivamente, y “X” al número de moles de dinitroclorobenceno reaccionado hasta el tiempo t; entonces al tiempo “t”, (a – x) es la concentración del dinitroclorobenceno y (b – 2x) es la concentración de la piperidina.

Por lo tanto la ecuación para la velocidad de reacción se expresa



= K (a – x) (b – 2x) (11.1)

Ecuación que se formula teniendo en cuenta que el HCl formado en la etapa I reacciona inmediatamente con la piperidina, según la etapa II, formando el producto final C5H10NH2Cl.

Si la concentración de la piperidina es el doble que la del dinitroclorobenceno, “b” será igual a “2a” y la ecuación (11.1) se transforma a

= K (a- x) (2a – 2x) = 2 K (a – x)2 (11.2)

Integrando esta ecuación con constante de integración resulta

- (- dx) = 2 K + I

2 K t + I (11.3)

Integrando entre límites la ecuación (11.2), la expresión para la constante de velocidad resulta

K = [ ] (11.4)

Donde (a – x1) y (a – x2) son las concentraciones del dinitroclorobenceno a los tiempos t1 y t2, y x1 y x2 son los moles/litro de dinitroclorobenceno reaccionado al cabo de estos tiempos.

Graficando 1/(a-x) vs t según la ecuación (11.3) se obtiene una línea recta, de cuya pendiente se determina la constante de velocidad de reacción, sin embargo se puede calcular esta constante en forma aproximada reemplazando en la ecuación (11.4) dos pares de datos concentración – tiempo.

El efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción se estudia a través de la ecuación de Arrhenius, que en su forma diferencial se expresa (5),

= (11.5)

Donde K es la constante de velocidad de reacción, R la constante de los gases, Ea la energía de activación y T la temperatura absoluta.



Integrando la ecuación (11.5) con constante de integración “C”, considerando a Ea constante, con el cambio de temperatura, se obtiene.

ln K = - ( ) + C (11.6)

Otra forma integrada del la ecuación (11.5) es

K = A e-(Ea/RT) (11.7)

Donde A es el factor de frecuencia.

Si se grafica ln K vs (1/T), de acuerdo a la ecuación (11.6) resulta también una línea recta, obteniéndose de la pendiente la energía de activación Ea. Pero si la ecuación (11.5) se integra entre límites el resultado es

Ea = (11.8)

Conociendo la constante de velocidad de reacción a 2 temperaturas, puede determinarse la energía de activación aproximadamente usando la ecuación (11.8). El factor de frecuencia puede obtenerse a través de la ecuación (11.7), para valores conocidos de K y Ea a una temperatura dada.

En base a la teoría del complejo activado (TCA) y otros aspectos se obtiene para el constante de velocidad de reacción la siguiente expresión

K = k ( ) K* (11.9)

Y para el factor de frecuencia

A = k e ( ) e ∆S/RT (11.10)

Donde k es el coeficiente de transmisión (fracción de pasos exitosos de complejos activados a productos en ese estado de transición) que generalmente se considera igual a 1 salvo ciertas excepciones (5); “KB” y “h” la constante de Boltzman y de Planck, K* la constante de equilibrio de activación, “e” la base de logaritmos neperianos y ∆S* la entropía de activación; las demás cantidades son las mismas que las anteriormente indicadas. De modo que de la ecuación (11.9) puede determinarse K* y por ende la energía libre de activación de gibbs ∆G*, y de la ecuación (11.10) se puede obtener ∆S*, asi determinarse por último la entalpía de activación ∆H*

∆G* = ∆H* - T ∆S* (11.11)



MATERIAL Y EQUIPO:

2, 4-dinitroclorobenceno y piperidina; etanol de 95%; H2SO4 0.5 N; balones, vasos, matraces de 500 ml, pipetas de 25 ml y buretas; electrodo de plata-cloruro de plata y electrodo de vidrio; peachímetro (pH-metro); agitador magnético, baño de temperatura constante; cronómetro, soporte, pinzas, conexiones, etc.

PROCEDIMIENTO:

En este experimento se usa como disolvente etanol de 95%. Las concentraciones del dinitroclorobenceno y la piperidina deben ser 0.02 y 0.04 M, respectivamente, las que se consiguen pesando 2,056 gr de 2, 4-dinitroclorobenceno y 1.7030 gr de piperidina y diluyendo a 500 ml con etanol de 95%.

Aunque la mezcla de reacción puede prepararse por distintos procedimientos, se recomienda el siguiente: colocar en el baño de temperatura constante, a 25 un matraz volumétrico de 500 ml lleno de etanol de 95%, y dejar que alcance el equilibrio térmico durante 15 minutos. Separar 25 ml de etanol y añadir al matraz la cantidad pesada de dinitroclorobenceno. Utilizar parte del etanol separado para arrastrar las porciones de dinitroclorobenceno que puedan quedar adheridas. Colocar de nuevo el matraz en el baño de T constante para que alcance el equilibrio térmico. Añadir la cantidad pesada de piperidina, arrastrando todo el producto adherido con el etanol de 95%, y agitar el matraz vigorosamente. Anotar el tiempo justo al que se hizo la adición, completar con etanol hasta 500 ml.

Sacar muestras de 25 ml de la mezcla de reacción a intervalos regulares de tiempo, si es posible sacar el matraz del baño de T constante, congelar las muestras con solución de H2SO4 aproximadamente 0.5 N (15 ml) para parar la reacción inmediatamente, y apartarlas para el análisis. Se recomienda tomar muestras aproximadamente a 1, 5, 10, 20, 40, 60, 80, 100, 120 y 140 minutos. Anotar el tiempo al que se ha vertido la mitad de la muestra de la pipeta en la solución de H2SO4.

Analizar las muestras para determinar la concentración del ión cloruro por titulación electrométrica con disolución de AgNO3 0.02 N, usando el pH-metro con un electrodo de vidrio regular. El electrodo de Ag, AgCl se prepara con un alambre fino de Ag unido a una varilla de cobre o latón. Para clorurar el alambre de Ag se le hace actuar como ánodo momentáneamente en una solución diluida de HCl. Como fuente de corriente se puede utilizar una pila seca.

Si el pH-metro está calibrado en unidades de voltaje, esto no afecta a su utilidad. Al añadir la solución de AgNO3 0.02 N se anotan las lecturas del voltaje o de pH; el punto final se conoce por el cambio brusco en la cantidad que se mide, y en forma nítida se determina gráficamente siguiendo las pautas dadas para titración potenciométrica.



UTILIZACION DE DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS:

Tabular los datos detalladamente. En base al análisis del ion cloruro determinar la concentración del 2, 4-dinitroclorobenceno reaccionado a todos los tiempos considerados. Trazar una gráfica de [1/(a - x)] vs t según la ecuación (11.3) y de la pendiente de la recta obtenida determinar el valor de la constante de velocidad de reacción K, a cada temperatura, considerar un mínimo de 2 temperaturas entre 0 y 25 o 30 . trazar una grafica de ln K vs 1/T, de la pendiente de la recta encontrar el valor de la energía de activación Ea.

Calcular: el factor de frecuencia A usando la ecuación (11.7), la constante de equilibrio de activación K* a través de la ecuación (11.9) y de ésta la energía libre de activación de Gibbs ∆G*, la entropía de activación ∆S* por medio de la ecuación (11.10), y finalmente la entalpía de activación ∆H* con la ecuación (11.11).

Discutir los resultados, sacando las conclusiones respectivas.

Datos y Calculos:

Trabajando con la temperatura de 56

Tiempo(s) Volumen

∆Volumen O2 que RX H2O2 que Rx CA(H2O2) no Rx

d(CA)h/dt -d(CA)/dt logCA Log(-d(CA)/dt)

0 22.2 0

0 22.2 0 0 0 0.02413 -3.00029E-07

-3.00029E-07

-1.61744268

-6.522836829

60 23 0.8 2.47999E – 05 5.57999E-05 0.0240804 -3.00029E-07

-3.00029E-07

-1.6183363 -6.522836916

150 23.1 0.9 2.78999E –O5 8.67998E-05 0.0240742 -3.00029E-07

-3.00029E-07

-1.61844813

-6.522836926

270 23.6 1.4 4.33999E -05 0.000223199 0.0240432 -3.00029E-07

-3.00029E-07

-1.61900773

-6.52283698

505 25.8 3.6 0.00011116 0.000371999 0.023906801 -3.00029E-07

-3.00029E-07

-1.62147854

-6.522837217

740 28.2 6 0.000186 0.000595199 0.023758001 -3.00029E-07

-3.00029E-07

-1.62419011

-6.522837476

978 31.8 9.6 0.000297599 0.000805998 0.023534801 -3.00029E-07

-3.00029E-07

-1.62828946

-6.522837863

1215 35.2 13 0.000464999 0.000929998 0.023324002 -3.00028E-07

-3.00029E-07

-1.63219693

-6.522838229

1370 37.2 15 0.000551799 0.00193597 0.023200002 -3.00028E-07

-3.00029E-07

-1.63451197

-6.522838445

1561 40 17.8 0.000706798 0.001661596 0.023026403 -3.00028E-07

-3.00029E-07

-1.63777391

-6.522838745

1835 45 22.8 0.000830798 0.001661596 0.022716403 -3.00028E-07

-3.00029E-07

-1.64366043

-6.522839285

2148 49 26.8 0.000830798 0.001859996 0.022468404 - - - -



3.00029E-07

3.00029E-07

1.64842778

6.522839716

2515 52.2 30 0.000929998 0.002145195 0.02227004 -3.00029E-07

-3.00029E-07

-1.6522797 -6.52281006

2800 56.8 34.6 0.001072598 0.002145195 0.021984805 -3.00029E-07

-3.00029E-07

-1.65787738

-6.522840556

3048 59.8 37.6 0.001165597 0.002331195 0.021798805 -3.00029E-07

-3.00029E-07

-1.66156731

-6.522840879

GRAFICA:

Usamos la ecuación de Arrehinius:

log = nlogCA + logK’

a = 8.10765 ; b = 1750.280 ; c = 235 para el agua de 0. a 60°c

Con T de 56°C

Los P H2O = 8.10765 –

P°H2O = 123.85 mmHg = 0.16297atm

Presión parcial del O2 = Pt0tal – P°H2O = 1-0.10297 = 0.83703atm

Juego hallamos la concentración inicial de H2O2

2 H2O2(ac) → 2 H2O(L) + O2(g)

Determinación del orden de la reacción:



logVrx = logK + nlog(V - Vt)

Luego de la grafica CA vs t tenemos:

CA = -2 x 10-3t3 + 1 x 10-9t2 – 3 x 10-6t + 0.024

Derivando: = 6 x 10-3t2 – 2 x 10-9t – 3 x 10-6

El primer valor que obtenemos: = 2.9293 x 10-6

log = 5.522885628 ; logCA = 1.62394717

De la grafica log vs logCA tenemos:

Ejemplificamos el primer valor:

= 21 x 10-4(60)2 – 12 x 10-10(60) – 3 x 10-7

= 3.0003 x 10-3

LogCA = 1.6183363

La pendiente es el orden de la 1 y u}

Obtenemos la constante de velocidad a los 56°C

Ahora a 35°C:

TIEMPO(s)

VOLUMEN(ml)

02OUE R x H2O2 OUE RX CA(H202)No RX

Df(CA)dt

-d(CA)dt

LogCA

LOG{-d(CA)dt}

0 23 00 23 0 0 0 0.02413 -2.99995E-06 3E-06 -

1.61744268-5.522885732

70 27.84.8

0.00017935 0000358702 0.023771294 -2.99995E-06 3E-06 -1.62394717

-5.522885628

244 35.4 12.4 0.00046333 0000926656 0.023203344 -2.99995E-06 3E-06 -1.63444942

-5.522885463

554 41.2 18.2 0.00068005 0001360092 0.022769908 -2.99995E-06 3E-06 -1.64263872

-5.522885338

693 43.4 20.4 0.00076225 0001524498 0.022605502 -2.99995E-06 3E-06 -1.64578585

-5.522885529

820 45.3 22.3 0.00083324 0001666486 0.022463514 -2.99996E-06 3E-06 -1.64852231

-5.522885249

1018 48.1 25.1 0.00093787 0001875731 0.022254269 -2.99996E-06 3E-06 -1.65258666

-5.522885189



1180 50 27 0.00100886 0002017718 0.022112282 -2.99996E-06 3E-06 -1.65536645

-5.522885147

1360 50.6 27.6 0.00103128 0002062557 0.022067443 -2.99996E-06 3E-06- -1.65624798

-5.522885134

1504 51 28 0.00104622 0002092449 0.022037551 -2.99996E-06 3E-06 -1.65683366

-5.522885126

2190 52.8 29.8 0.00111346 0002226663 0.021903037 -2.99996E-06 3E-06 -1.65994956

-5.522885087

2680 53 30 0.00112095 0002241909 0.021888091 -2.99996E-06 3E-06 -1.65979212

-5.522885083

2880 53.4 30.4 0.0011359 0002271902 0.021858198 -2.99996E-06 3E-06 -1.66038564

-5.522885074

3100 54 31 0.00115832 000231664 0.02181336 -2.99996E-06 3E-06 -1.66127743

-5.522885061

3320 54.7 31.7 0.00118448 0002366951 0.021761049 -2.99996E-06 3E-06 -1.66232017

-5.522885046

GRAFICA:

Con 15 ml de H2O2 de 5.47% de pureza:

= 0.02413 moles iniciales



Hora

PV=NRT

DONDE

V=0.8mol

n n 2.48x

Según estequiometria de r x n

Por lo tanto no reacciona

0.02413 - 0.0000496 = 0.0240

Con los datos de t y Ca y n grafica

CA=7X - 4x

Derivando



a)

CB°

Log

ln K = -

2-303 log k =

2.303 log k =

Log k =

m =

Ea = 3.163 X 2.30

Log k =

= - 11.17667845 f 11-899



= 0.722321554

=

Orden de la reacción = n = orden

CONCLUCIONES:

En esta practicas hemos calculamos tanto el orden de la reacción , como el Ea y las constante.

Analizam

os la siguiente reacción determinada de la mezcla de peróxido de hidrogeno


lab quiimica fisica ii

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