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Practica de laboratorio donde se relaciona experimentalmente la variación del punto de ebullición.
Tipo: Guías, Proyectos, Investigaciones
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Integrantes: Rentería Pérez María Fernanda Docente: Ing. Hilda Georgina Luna Guerrero Semestre: Agosto-diciembre 2020 Fecha de entrega: 22 de septiembre 2020 Hidalgo del Parral, Chihuahua.
En el presente trabajo se plantea dar a conocer primeramente conceptos básicos para la realización de la práctica, primero se tiene que definir lo que es la elevación del punto de ebullición porque es el concepto básico necesario para la realización de esta, mediante la experimentación se busca ejemplificar lo que es la elevación del punto de ebullición para tener una idea más clara. Un concepto muy útil y fundamental es el método de Dumas que será utilizado en la parte experimental, en este trabajo también se abordara temas como la molalidad que es la cantidad de moles de soluto que hay en cada kilogramo de solvente. Una vez obtenidos los datos experimentales se busca llegar a una conclusión que deje un conocimiento útil y entendible para el lector.
lado, la ebullición es un proceso en el cual las moléculas en cualquier parte del líquido se escapan, lo que resulta en la formación de burbujas de vapor dentro del líquido. La temperatura de una sustancia o cuerpo depende de la energía cinética media de las moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, solo una pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar. Este incremento de energía constituye un intercambio de calor que da lugar al aumento de la entropía del sistema (tendencia al desorden de los puntos materiales que componen su cuerpo). El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia es covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo permanente —dipolo inducido o puentes de hidrógeno—). El punto de ebullición no puede elevarse en forma indefinida. Conforme se aumenta la presión, la densidad de la fase gaseosa aumenta hasta que, finalmente, se vuelve indistinguible de la fase líquida con la que está en equilibrio; esta es la temperatura crítica, por encima de la cual no existe una fase líquida clara. El helio tiene el punto normal de ebullición más bajo (–268,9 °C) de los correspondientes a cualquier sustancia y el wolframio, el más alto (5930 °C). Punto de ebullición estándar En las tablas termodinámicas de productos químicos, no se indica todo el diagrama de fase, solo la temperatura de ebullición en el estado estándar, es decir, con una presión de una atmósfera (1013,25 hPa). Este punto de ebullición se denomina punto de ebullición normal y la Temperatura de ebullición normal. El término punto de ebullición se utiliza a menudo para referirse al punto de ebullición normal. AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICION En primer lugar, recordemos que la temperatura de ebullición es aquella temperatura a la cual es necesaria calentar un líquido para que la presión de vapor del mismo sea igual a la presión externa que existe sobre el líquido.
CONSTANTE Keb La magnitud de Keb, denominada constante molal de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica, depende solo del solvente y representa el aumento del punto de ebullición cuando un mol de un soluto no electrolito no volátil se disuelve en 1000 g de solvente. Hay que tomar en cuenta que para el caso del descenso crioscópico y el aumento ebulloscópico, es necesario trabajar con la molalidad; ya que la misma se independiza de la temperatura que modificaría los volúmenes y logra la relación entre los gramos de soluto con los gramos de solvente. Cada solvente puro contiene su propia constante ebulloscópica en específico. Solventes con sus constantes ebulloscópicas. Solvente Keb [(C. kg)/mol] Agua 0. Benceno 2. MOLALIDAD Este término alude a la cantidad de moles de soluto que hay en cada kilogramo de solvente. Se trata, pues, de una medida de concentración. Cabe resaltar que un mol es una magnitud física fundamental que refiere a una cierta porción de material. La molalidad refleja el número de moles del soluto en un kilo del solvente. La fórmula es la siguiente: Molalidad = Moles de soluto / Masa de solvente 𝐦 = 𝐧/𝐤𝐠 La molalidad, que suele expresarse en mol/kg , resulta independiente de la presión y la temperatura. De esta manera se puede realizar su medición de forma precisa. Muchas veces se producen confusiones entre la molalidad y la molaridad ya que no solo los dos términos son muy parecidos, sino que además hacen mención a cuestiones similares. La molaridad indica la cantidad de soluto que hay en un litro de disolución : al trabajar con volúmenes, está asociada a las condiciones de presión y temperatura. Si la presión o la
temperatura se modifican, también cambia el volumen y, por consiguiente, varía la molaridad. Por el contrario, este tipo de alteraciones no inciden en la molalidad. Dicho todo esto, salta a la vista una de las ventajas de la molalidad frente a la molaridad, y es precisamente su «invulnerabilidad», por así decirlo, frente a los cambios en la presión y la temperatura, el hecho de que su volumen no cambie. Esto la vuelve más precisa a la hora de realizar una medición. A pesar de ello, se usa con menos frecuencia que la molaridad. Para medir la molalidad en un laboratorio se usa un vaso de precipitados, y una balanza analítica para averiguar el peso. Cabe señalar que antes de colocar la concentración en el vaso es necesario pesarlo para luego restar esta magnitud al resultado. METODO DE DUMAS PARA LA DETERMINACIÓN DE LAS DENSIDADES DE VAPOR Dumas demostró que el peso molecular de algunos compuestos orgánicos era directamente proporcional a la densidad de vapor del compuesto, y, usando este principio, creó un método para determinar los pesos atómicos, especialmente de gases y líquidos con bajos puntos de ebullición y cuyos vapores cumplieran la ley de los gases ideales. Es el método usual de determinación del peso molecular en fase de vapor de los líquidos muy volátiles. Se toma un bulbo de forma de retorta provisto de una pequeña abertura conectada a un tubo capilar y se pesa primero lleno de aire. Se coloca inicialmente dentro del bulbo bien frio, unos centímetros cúbicos de líquido y después se sumerge en un baño cuya temperatura es superior al punto de ebullición de ese líquido. Se hierve hasta que los vapores formados expulsan el aire del matraz y la vaporización es completa; entonces se sella el bulbo, se enfría a temperatura ambiente y se pesa. El volumen se determina por el método de Regnault. La presión del vapor durante el sellado es la atmosférica y la temperatura del baño. El peso del vapor después de las debidas correcciones se deduce mediante la ecuación: 𝑊𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 = 𝑊(𝑏𝑢𝑙𝑏𝑜−𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟) − 𝑊(𝑏𝑢𝑙𝑏𝑜+𝑎𝑖𝑟𝑒) + 𝑊𝑎𝑖𝑟𝑒 El vapor de 𝑊𝑎𝑖𝑟𝑒 se obtiene multiplicando el volumen del frasco por la densidad del aire, y si conocemos P, V, T y 𝑊𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 , el peso molecular del líquido en la fase vapor se calcula como antes. Suponiendo que el compuesto desconocido obedezca a la ecuación del gas ideal, el número de moles del compuesto desconocido, n, se puede determinar mediante:
Con base en los resultados obtenidos a lo largo de la elaboración de esta práctica se llegó a la conclusión de que el punto de ebullición de un líquido varía según la presión ambiental que lo rodea y esto puede causar que los líquidos pueden transformarse en vapor a temperaturas por debajo de sus puntos de ebullición a través del proceso de evaporación. También se llegó a la conclusión de que el aumento en el punto de ebullición de una solución es directamente proporcional al número de partículas de soluto disueltas en una masa fija de solvente. Finalmente se concluye en que depende mucho del tipo de sustancias que se tengan para determinar el diferencial en el punto de ebullición ya que dependerá de cada una de estas y la cantidad que se tenga de ellas en la solución. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Definición. (01 de 01 de 2019). Recuperado el 20 de 09 de 2020, de https://definicion.de/molalidad/ Fisiscoquimica. (2018). Recuperado el 20 de 09 de 2020, de Fisiscoquimica Maron , S., & Prutton , C. (2002). Fundamentos de fisicoquimica. Mexico: Ed. Limusa.
