Informe N°4 Fisicoquimica General ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN PDF

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UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINADEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICACURSO: Fisicoquímica General – LABORATORIOINFORME DE LABORATORIO N°TÍTULO:ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓNGRUPO N° 4Apellidos y nombres de integrantes Código FirmaLossio Coronado Dino Gianfranco 20200548Mendoza Huertas Diego Alo...

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UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA CURSO: Fisicoquímica General – LABORATORIO

INFORME DE LABORATORIO N°4 TÍTULO: ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN GRUPO N° 4 Apellidos y nombres de integrantes

Código

Lossio Coronado Dino Gianfranco

20200548

Mendoza Huertas Diego Alonso

20200549

Payano Pillaca Nicolas Guillermo

20200555

Salazar Bernal Ana Estefania

20200562

Zumaeta Cerdan Daiana Lizet

20190528

Zamora Paredes Andres Stephano

20200570

Firma

Facultad y especialidad: Industrias Alimentarias Horario de práctica (día y hora): Lunes de 11:00 am - 1:00 pm Apellidos y nombres del profesor de laboratorio:Mariella Cortez Caillahua Fecha de la práctica: Lunes 02 Agosto del 2021 Fecha de entrega del informe: Lunes 09 de Agosto del 2021

LA MOLINA - LIMA – PERÚ

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ÍNDICE

1.

Introducción………………………………………………………… …………………..3

2.

Objetivos…………………………………………………………… ……………………..3 2.1.

Objetivos generales……………………………………………………… ….3

2.2.

Objetivos específicos…………………………………………………… …..4

2.3.

Hipótesis……………………………………………………… …………………..4

3.

Marco teórico……………………………………………………………… …………….4

4.

Metodología………………………………………………………… ……………………6

2

4.1.

Materiales…………………………………………………… …………………..6

4.2.

Métodos……………………………………………………… …………………..7

5.

Resultados…………………………………………………………… …………………..10

6.

Discusiones ……………………………………………………………………… ………12

7.

Conclusiones………………………………………………………… …………………..13

8.

Recomendaciones…………………………………………………… ………………..14

9.

Bibliografía………………………………………………………… ……………………..14

10.

Anexos……………………………………………………………… …………………..….16

11.

Cuestionario………………………………………………………… ……………….....17

3

INTRODUCCIÓN: La elevación del punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica dependen solamente de la concentración del soluto, pero no de su naturaleza, estas se denominan propiedades coligativas se usa el modelo de disolución ideal (Reid, P., & Hehre, W., 2007). La elevación del punto de ebullición es característica de cada disolvente y proporcional a la concentración molal del soluto. Lo importante es la concentración de las partículas disueltas, y no su naturaleza, la elevación del punto de ebullición puede utilizarse para deducir cuántos moles de partículas hay disueltos en 1000 g de disolvente, lo que resulta particularmente útil para conocer el peso molecular de una especie disuelta. Sin embargo, cuando esta se disocia en especies menores, los moles de partículas disueltas parecerán más del número aparentemente introducido. Debe tenerse en cuenta esto, porque cada partícula ayuda de la misma forma a elevar el punto de ebullición (Sienko, M. J., 2021). Una fase como toda porción físicamente homogénea consta de un sistema, esta existe dentro de un rango de temperaturas, presiones, composiciones, valores de los campos externos, etc. Cuando se modifican los valores de algunas magnitudes anteriores y se alcanzan valores fuera de la región de existencia se produce la aparición de una fase distinta y entonces se habla de una transición de fase o de un cambio de fase. Desde un punto de vista termodinámico la transición de fase está asociada con una ruptura de las condiciones de estabilidad (Pineda, C. F. et al., 2009). La entalpía de transición es un cambio de fase en el cual las moléculas se separan, como la vaporización, requiere energía y por consiguiente es endotérmica. Los cambios de fase que aumentan el contacto molecular, como la congelación, son exotérmicos. Dado que las fases de transición tienen lugar de modo típico a presión constante, identificamos la transferencia de calor debido a un cambio de fase con el cambio en la entalpía de la sustancia. La diferencia en la entalpía molar entre los estados vapor y líquido de una sustancia se denomina entalpía de vaporización, la mayoría de las sustancias cambia poco con la temperatura (Atkins, P. W. et al., 2006). JUSTIFICACIÓN: La razón de esta práctica de laboratorio es para determinar los cambios de fase, tiene una importante aplicación en la industria alimentaria, las transiciones de fases se dan en todo el procesamiento del producto, tiene efecto sobre la calidad, estabilidad y la funcionalidad del alimento. OBJETIVOS: OBJETIVOS GENERALES: ●

Identificar la entalpía de transición de fase.

4

●

Identificar las curvas de calentamiento.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS: ●

Determinar los cambios de entalpía en las diferentes transiciones de fase.

HIPÓTESIS:

● La ecuación Clausius- Clapeyron relaciona los cambios en la presión y la temperatura, lo cuál nos permitirá calcular la entalpía de vaporización del agua, teniendo en cuenta la temperatura de ebullición.

MARCO TEÓRICO: ●

Entalpía de transición de fase: Un cambio de fase en el que las moléculas se separan mucho más , seria la vaporización el cual requiere de energía lo cual nos indica que se trata de una reacción endotérmica.Los cambios de fase que aumentan el contacto molecular como la solidificación es exotérmica , ya que las fases de transición tienen lugar de modo típico a presión constante , la transferencia de calor debido a un cambio de fase con el cambio de entalpía de la sustancia. La diferencia entre la entalpía molar de los estados de vapor y líquido se denomina entalpía de vaporización (△Hvap). No en todo compuesto que presenta fuerzas intermoleculares fuertes como los puentes de hidrógeno , tiene entalpías de vaporización más altas , debido a que esta entalpía de vaporización es una medida de energía para separar las moléculas de atracción en el estado líquido y llevarlos a un estado libre en el vapor. La entalpía de la sustancia en estado líquido en donde las interacciones moleculares son fuertes , y esto está relacionado con la profundidad de la depresión de la curva . Una sustancia con una entalpía molar de vaporización alta tiene una profunda depresión en la curva , lo que indica atracciones intermoleculares fuertes , el cambio de la entalpía molar que acompaña a la fusión se denomina entalpía de fusión (△ Hfus).(Atkins,2006)

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Fig 1.Cambios de fase(Fuente:termodinámica.readthedocs.io)

●

Entalpía vs temperatura: Al conocer la presión junto con la temperatura se consigue la ecuación de Clausius-Clapeyron en la que se nos permite hallar el valor de la entalpía de vaporización. Además, al mantener la presión constante se puede hallar una relación directa entre la entalpía y la temperatura. Por consiguiente, al aumentar la temperatura del sistema también se produce más calor o su equivalente en energía y aumenta la entalpía. (Ríos, 2011)

Figura 2. Ecuación de Clausius-Clapeyron (Fuente: Elaboración propia)

●

Curvas de calentamiento: Las entalpia de fusion y vaporizacion afecta la curva de calentamiento de una sustancia , esta es un gráfico que permite observar la variación en la temperatura de una muestra a medida que este se calienta con una velocidad y presión constante y por ende a una velocidad constante de aumento en la entalpía. Cuando se calienta un cubo de hielo , al principio su temperatura aumenta de manera constante , a pesar de que las moléculas están encerradas en una masa sólida , oscilan de modo cada más vigoroso alrededor de sus posiciones medias , sin embargo una vez que la temperatura alcanza su punto de fusión , las moléculas adquieren una la energía suficiente para moverse unas por delante de otras , a esta temperatura toda la energía agregada se usa para superar las fuerzas de atracción entre las moléculas , aunque continúe el calentamiento la temperatura en el punto de fusión permanece constante hasta que todo el hielo se haya derretido , cuando todo el hielo se funda la temperatura se elevará nuevamente y la elevación continuará en 6

ascenso hasta el punto de ebullición donde la temperatura se mantendrá constante otra vez hasta que todo el líquido se evapore.(Atkins,2006)

Fig 3.Curvas de calentamiento(Fuente:Lifeder)

●

Punto de ebullición: Una sustancia alcanza su punto de ebullición cuando se incrementa su temperatura hasta poder romper las fuerzas que mantiene unido a las moléculas. (Tovar & Grande, 20019). Con respecto a la presión, el punto de ebullición se alcanza cuando la presión externa es igual a la que ejerce la sustancia.

4.MATERIALES Y MÉTODOS: 4.1MATERIALES: - Vasos de precipitado de 500 mL. - Probeta - Termómetro - Tubos capilares - Soporte universal y pinza - Erlenmeyer de 250 mL - Mechero - Perlas de vidrio de ebullición o piedra pómez - Placa de calentamiento

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- Tubo de ensayo para ebullición 4.2. Reactivos - Líquido problema. - NaCl sólido - Ca2Cl sólido - Alambre de cobre 4.MÉTODOS: 4.3.1 Determinación del punto de ebullición de un líquido

8

4.3.2 Elevación del punto de ebullición

9

4.3.3 Entalpía de vaporización del agua

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RESULTADOS Y DISCUSIONES: RESULTADOS: Tabla 1: Datos para graficar la curva de calentamiento Tiempo (s) 0 61 119 178 659 718 778 839 899 1070 Fuente: Elaboración propia (2021)

Temperatura (°C) -15 -8 -3 0 5 34 55 76 100 110

Gráfico 1: Curva de calentamiento

Fuente: Elaboración propia (2021)

Tabla 2: Determinación del punto de ebullición del etanol Temperatura inicial (°C) Temperatura final (°C) Temperatura de ebullición (°C) Temperatura de ebullición teórica (°C) Error porcentual (%) Fuente: Elaboración propia (2021)

78 79 78.50 78.37 0.16

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Tabla 3: Elevación del punto de ebullición Cantidad de H2O (g) Cantidad de NaCl (g) Temperatura de ebullición del H2O (°C) Temperatura de ebullición total (°C) Molalidad (mol/kg) Kb (°C/m) Fuente: Elaboración propia (2021)

100 11.57 100 104 3.96 1.01

Tabla 4: Datos para graficar la ecuación de Clausius-Clapeyron T (°C)

P (bar)

15

T (K)

1/T

LnP

288

0.00347

-2.01741

300

0.00333

-1.28735

311

0.00322

-0.62923

333

0.00300

0.30748

354

0.00282

1.08384

0.133 27 0.276 38 0.533 60 1.360 81 2.956 Fuente: Elaboración propia (2021)

Gráfico 2: Ecuación de Clausius-Clapeyron

Fuente: Elaboración propia (2021)

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Tabla 5: Entalpía de vaporización del agua Entalpía de vaporización del H2O (KJ/mol)

39.67

Entalpía teórica de vaporización del H2O (KJ/mol) Error porcentual (%)

40.79 2.74

Fuente: Elaboración propia (2021) DISCUSIÓN: En la Tabla 1 se puede observar el tiempo en el cual el agua cambia de temperatura, con estos datos se realiza la curva de calentamiento, como se observa en el Gráfico 1. En el Gráfico 1 tenemos la curva de calentamiento en donde podemos ver que el agua empieza su calentamiento a -15°C, y se tarda 178 segundos para que la temperatura llegue a los 0°C, en ese tiempo el estado de materia a la que se encuentra el agua es sólido(hielo), notándose una recta en la gráfica. En el momento que el agua se encuentra a 0°C se tarda 481 segundos para que su temperatura cambie, en este intervalo de tiempo el agua cambia de fase, de una fase sólida a una líquida, este cambio de fase se conoce como fusión; el agua entra como sólido a 0°C y termina como líquido también a 0°C, es por eso que a esta temperatura se le llama punto de fusión. El agua ya en estado líquido cambia su temperatura en 100°C, tratándose 240 segundos para llegar a ese punto. En el momento que el agua se encuentra a 100°C tardará 171 segundos para que la temperatura cambie, en este intervalo de tiempo lo que sucede es el cambio de fase, en donde el agua líquida se convertirá en vapor de agua , este cambio de fase se conoce como la vaporización; el agua entra como líquido a 100°C y termina como vapor también a 100°C, por eso cuando se llega a esa temperatura en el agua se le conoce como punto de ebullición. Podemos decir que la experiencia se realizó a presión de 1 atm, ya que según Picado y Álvarez (2010) a 1 atm la temperatura de ebullición del agua es 100°C y la temperatura de fusión 0°C. Si la presión fuese otra según la Revista técnica del Medio Ambiente (2019) la temperatura de ebullición del agua sería otra, como el caso del monte Everest que se encuentra a mayor altura y por ende tiene menos presión, aquí el punto de ebullición del agua es 86°C. En la Tabla 2 observamos los datos para determinar el punto de ebullición del etanol y su error experimental. La temperatura inicial tomada fue 78°C pues este valor se tomó en el momento que se vio una corriente continua de burbujas; la temperatura final se anota cuando las burbujas dejan de cesar, en esta experiencia lo pudimos notar a una temperatura de 79°C. La temperatura de ebullición será el promedio entre la temperatura inicial y final, la cual resultó 78.5°C. En la hoja de seguridad del etanol según la UNAM (2016) este tiene una temperatura de ebullición de 78.3°C, la cual es diferente al valor que encontramos. Por lo tanto, el porcentaje de error es 0.16%, siendo un error muy bajo es por eso que el valor encontrado experimentalmente es aceptado. En la Tabla 3 tenemos los datos para encontrar la constante molal del agua. En esta experiencia al agregar NaCl al agua, provoca que la temperatura de ebullición del solvente (H2O) ya no sea 100°C, ya que que al estar mezclados la presión de vapor será más baja y por ende se necesitará más calor para que pueda llegar al punto de ebullición o a la presión atmosférica, según la experiencia realizada el punto de ebullición de la solución (H2O + NaCl) es 104°C, elevando la temperatura de ebullición en 4°C.

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Para determinar la molalidad dividiendo el número de moles del NaCl entre la cantidad de H2O (kg); pero al estar disuelto el NaCl se va a disociar en sus iones Na+ y Cl- , por tanto habrá 2 partículas por soluto. Entonces la molalidad obtenida es de 3.96m. Al tener la molalidad y la variación de temperatura hallamos la constante ebulloscópica mediante: ∆𝑇𝑏 = 𝐾𝑏 𝑥 𝑚 ,obteniendo un valor de 1.01°C/m. Cuando el NaCl se disuelve en agua, se forman dos moles de partículas de soluto (1 mol de Na+ y 1 mol de Cl) por cada mol de NaCl que se disuelve. Por tanto, una disolución 1 m de NaCl es 1 m en Na+ y 1 m en Cl, o sea que es 2 m en partículas de soluto. Por ello, la elevación del punto de ebullición de una disolución acuosa 1 m de NaCl es aproximadamente (2 m) (0.51°C/m) = 1°C (Brown, LeMay y Bursten, 2004). La constante ebulloscópica (Kb) teórica del agua es 0.51°C/m, pero en esta experiencia el Kb resultó 1.01°C/m, esta diferencia puede deberse a un error en la toma de la segunda temperatura, sin embargo el valor teórico se cumple cuando la molalidad por partícula de soluto es igual a 1m, en este caso la molalidad es 3.96m, este puede ser una posible respuesta ante la diferencia de el valor teórico con el de la experiencia. En la tabla 4 observamos los datos para realizar la Gráfica 2, para posteriormente hallar la entalpía de vaporización del agua. En la Gráfica 2 observamos una recta hacia abajo, por tanto, se deduce que la ecuación será lineal:𝑦 = 𝑎𝑥 + 𝑏 , la ecuación con la que encontraremos la entalpía de vaporización del agua, es la de Clausius-Clapeyron: 𝐿𝑛𝑃 =

∆𝐻𝑣𝑎𝑝 𝑅𝑇

+ 𝐶, donde el logaritmo será igual a la

pendiente de la recta la cual en esta experiencia es -4772.1, como sabemos la constante R en bar es igual a 8.314 J/mol K, teniendo todos estos datos podemos hallar la entalpía de vaporización como vemos en la Tabla 5, la cual resulta 39.67 KJ/mol, sin embargo este resultado es diferente al teórico pues según Chang (2010) la entalpía de vaporización del agua es 40,79 KJ/mol. Por lo tanto, el porcentaje de error en este caso es 2.74%, este error puede deberse a la condiciones ambientales a los que se trabajó, error de toma de datos o error de cálculos.

CONCLUSIONES: ●

●

●

Para lograr identificar la entalpía de transición de fase, se hace la conversión de fase de una sustancia puede ser transición de vaporización (líquido- gas), esto ocurre debido al cambio de entalpía ya que el reordenamiento de átomos o moléculas generalmente requieren o liberan energía, a esa dicha energía se le llama entalpía estándar de vaporización y la obtenemos con la ecuación de Clausius Clapeyron. Se logró identificar las curvas de calentamiento, analizando la gráfica temperatura vs tiempo, donde la presión se mantuvo constante y se agregó calor de manera uniforme, gracias a esto se observó como la muestra cambia de fase de estado en cada tiempo determinado. Se determinó el punto de ebullición del etanol, resultando de 78.50 siendo el teórico un valor de 78.37, esta diferencia de valor se pudo deber a que no se agitó correctamente o no se midió bien la T de ebullición.

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RECOMENDACIONES: ●

●

Para el cálculo de la temperatura de ebullición al medir la temperatura con el termómetro puede que éste de un valor intermedio, por ejemplo entre 24.5 y 24.6, en estos casos se recomiendo escoger el valor mayor, es decir 24.6. Debido a que la masa será utilizada para cada experimento, medir correctamente los gramos exactos de muestra, por ejemplo si el experimento requiere de 12 gramos de muestra, no utilizar 12.0001 gramos pues aunque ése valor sea mínimo puede afectar a los cálculos y al error experimental.

BIBLIOGRAFÍA: ●

Brown, T. & LeMay, E. & Bursten, B. (2004). Química. La ciencia central. Novena Edición. PEARSON EDUCACIÓN, México. https://books.google.es/books?hl=es&lr=&id=jbNCBpVwE9AC&oi=fnd&pg=PR22&dq =Qu%C3%ADmica.+La+ciencia+central&ots=7TGKBcsLXm&sig=3VUAquj4cR971G pqZuJpTqeoKm0#v=onepage&q=Qu%C3%ADmica.%20La%20ciencia%20central&f =false.

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Chang R. (2010). Química. Décima edición. The McGraw-Hill, México. https://books.google.com.pe/books?id=0JuUu1yWTisC&pg=PA217&dq=entalpi a+de+transicion+de+fase&hl=es&sa=X&ved=2ahUKEwjQyvvTpaPyAhWOlJUC HeGdA6IQ6AEwAHoECAkQAg#v=onepage&q=entalpia%20de%20transicion%2 0de%20fase&f=false

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UNAM (2016). Hoja de seguridad del etanol. Recuperado de: https://quimica.unam.mx/wp-content/uploads/2016/12/12etanol.pdf

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Reid, P., & Hehre, W. (2007). Introducción a la fisicoquímica: termodinámica, traducido por A. Requena et al. https://books.google.com.pe/books?id=uGC0DiP3g30C&pg=PA204&dq=ELEVA CI%C3%93N+DEL+PUNTO+DE+EBULLICI%C3%93N&hl=es&sa=X&ved=2ahUK

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Ewj5m9rg9pryAhUhJLkGHQxVDBUQ6AEwA3oECAgQAg#v=onepage&q=ELEV ACI%C3%93N%20DEL%20PUNTO%20DE%20EBULLICI%C3%93N&f=false ●

Sienko, M. J. (2021). Problemas de química. Reverté. https://books.google.com.pe/books?id=jfkm-OGS_w0C&pg=PA190&dq=ELEVA CI%C3%93N+DEL+PUNTO+DE+EBULLICI%C3%93N&hl=es&sa=X&ved=2ahUK Ewi984HYi5vyAhXOrpUCHfRbDWgQ6AEwAnoECAQQAg#v=onepage&q=ELEV ACI%C3%93N%20DEL%20PUNTO%20DE%20EBULLICI%C3%93N&f=false

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Pineda, C. F., & Maíllo, S. V. (2009). Termodinámica. Editorial Universitaria Ramón Areces. https://books.google.com.pe/books?id=vXOUDAAAQBAJ&pg=PA557&dq=ENT ALP%C3%8DA+DE+TRANSICI%C3%93N+DE+FASE&hl=es&sa=X&ved=2ahUKE wiytqWFnJvyAhVkHLkGHSEXBjwQ6AEwAnoECAUQAg#v=onepage&q=ENTAL P%C3%8DA%20DE%20TRANSICI%C3%93N%20DE%20FASE&f=false

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