En la práctica realizada en el laboratorio se procedió a medir la presión de vapor de un líquido puro, en su defecto el líquido utilizado fue agua, este experimento fue realizado con la ayuda de un manómetro de mercurio, un bulbo de compensación , un Erlenmeyer de claisen que contenía el líquido en estudio y un refrigerante, se estudió la dependencia de la presión de vapor con la temperatura de ebullición; con los datos obtenidos se graficó LnP vs 1/T donde se verificó la ecuación de Clausius- Clapeyron obteniendo un factor de linealidad cercano a la unidad en la representación, de este gráfico se obtuvo la pendiente con la cual se determino el ΔHvap, con ayuda del factor de compresibilidad (Z).

Obteniendo como resultado una pendiente para la presión de vapor medid de forma ascendente de -2451.1.Así como también para la presión medida de forma descendente de -2081.1.En cuanto a las entalpías de vaporización la primera nos resultó de 11058.90cal/mol y la segunda de 9458.15 cal/mol.

INTRODUCCIÓN

La presión de vapor de un líquido puro, es aquella cuando las moléculas de un líquido salen de una fase líquida para entrar a una fase gaseosa; dicha presión viene determinada por la naturaleza del líquido y su temperatura de ebullición.
A medida que la temperatura aumenta, también lo hace la presión de vapor hasta llegar a un punto crítico. Si la presión del líquido se mantiene
invariable, entonces puede calentarse el líquido hasta una temperatura a la
que la presión de vapor iguala a presión externa aplicada, en este punto ocurrirá la vaporización, este es el punto de ebullición del líquido a
especificada presión externa.

Según la ecuación de clausius
clapeyron,

X (I) = x (g) (p , T)

dp/dt = ∆h/ ∆ v

El cambio de estado es isotérmico y ∆g es cero, ∆S es sustituido por ∆H
/T.

dp/dt = ∆h / T∆v

Puesto que el calor de vaporización es positivo y el diferencial de volumen
también lo es se deduce que la presión de vapor debe crecer al aumentar T. para el vapor-liquido menor a 1 atmosfera de presión el valor molar del liquido V1 es despreciable en comparación con Vg (gas) entonces:

∆v = Vg

dlnp/d(1/t)= ∆HV/RZ

Donde se ha introducido un factor de compresibilidad z=PV/RT
Si el vapor fuera un gas perfecto Z=1 el calor de vaporización fuera
independiente de la temperatura si esto no fuera así entonces:

∆H 2= ∆H1 +int ∆Cpdt + int d∆H/Pdp

Donde el tercer término es cero para un gas perfecto;

∆H 2= ∆H1 + ∆Cp (T2-T1).

Parte experimental de Presión de Vapor

Se procedió a calentar el líquido contenido en el matraz de claisen y a
realizar cada una de las lecturas de manera descendentes y luego de
manera ascendente.

Tabla N# 1: Valores de temperatura y presión para el
agua

PRESIONES ASCENDENTES PRESIONES DESCENDENTES

Temperatura (+-1°)	Presión mmHg	Temperatura (+-1°)	Presión mmHg
42	53	87	516
62	151	80	416
71	270	74	325
79	344	66	232
86	494	54	139
91	552	36	58

Se procede a corregir cada una de las lecturas de presión con (1-1.810- 4t) donde t es la temperatura en centígrados del manómetro. Este resultado se procede a multiplicar la presión medida y así obtendremos la presión corregida.

Tabla N#2: valores de presión corregida y
temperatura absoluta.

PRESIONES ASCENDENTES PRESIONES DESCENDENTES.

Temperatura absoluta K	Presión corregida	Temperatura absoluta	Presión corregida
315.15	52.99	360.15	507.92
335.15	149.31	353.15	410.01
344.15	266.55	347.15	320.67
352.15	339.11	339.15	229.24
359.15	486.35	327.15	137.65
364.15	542.96	309.15	57.62

Tabla N# 3: valores de log 10(p), 1/T

PRESIONES ASCENDENTES PRESIONES DESCENDENTES

1/T	log 10(P)	1/T	log 10(P)
0.00317	1.72	0.00277	2.71
0.002963	2.17	0.00283	2.61
0.00291	2.42	0.00288	2.50
0.00283	2.353	0.00295	2.36
0.00278	2.68	0.00306	2.13
0.00275	2.73	0.00323	1.76

Donde la pendiente es m=-2451.3
El corte b=9.4716.
Tomando en cuenta que está pendiente se deduce como

m= - ∆Hvap/2.303RZ , entonces

R= 1.987 cal/molK

Z para el agua a presión ascendente es = 0.986

Asi;
∆Hvap=2451.32.3031.987*0.986
∆Hvap=11058.90cal/mol
Tc= temperatura critica del agua 648K

De igual forma aquí; La pendiente m=-2081.1
El corte b=8.4913. Z para el agua a presión descendente=0.996
Así;
∆Hvap=2081.12.3031.987*0.996
∆Hvap=9485.15 cal/mol

Tc= temperatura critica del agua 648K. Tomando en cuenta la entalpía de
vaporización teórica, siendo esta 9715,58 cal/mol

.Así calculamos su respectivo error.

error = (9715.58 - 11058.90)/ 9715.58 * 100 = 14%

Error calculado para cada una de las entalpías de vaporización

PRESIÓN ASCENDENTE	PRESIÓN DESCENDENTE
14%	2.3%

Discusión de resultados

Al proceder a graficar nuestros datos se ha obtenido para la presión de vapor del agua de manera ascendente una pendiente de valor -2451.3, y para la presión de vapor del agua de manera ascendente una pendiente de -2081.1, tomando en cuenta así que ambas pendientes son de signo negativos. La curvatura presente en nuestras gráficas es correcta ya que se procedió a graficar el inverso de la temperatura dándonos así una recta de pendiente negativa.

Mediante los métodos de extrapolación generalizadas se determino el factor de compresibilidad (Z),se procedió a calcular la entalpía de vaporización del agua con la pendiente obtenida en cada gráfica y el factor de compresibilidad, obteniendo así un resultado cercano a la entalpía reportada por la literatura(9715.58cal/mol); para la primera gráfica la entalpía nos resulto en 11058.90cal/mol y para la segunda 9485.15cal/mol, al comparar con la entalpía teórica nos dio un error de 14% y 2.3%
simultáneamente para los dos.esto pudo a ver sido por las condiciones
del laboratorio ya que trabajamos a una temperatura de 21 °c y una
presión de 632.2mmhg.

Conclusión

Se pudo estudiar el intercambio de moléculas dela fase liquida a la fase
gaseosa de un líquido puro. La presión de vapor de un líquido puro es directamente proporcional a la temperatura de ebullición de dicho
liquido.
El calor de vaporización de un líquido puro puede ser calculado a través de
la ecuación de Clausius-Clapeyron. Es preciso mencionar que la presión de un líquido será diferente por las características antes mencionadas, además se comprobó que los líquidos tienen un punto crítico, o bien donde el vapor hierve y su presión también se hace crítica, es decir permanecen constantes y, comprendimos que a la cantidad energía necesaria para cambiar de un estado líquido a vapor se le llama entalpía de vaporización.

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Resumen 

En las experiencias realizadas en el laboratorio, para la obtención de la temperatura crítica de disolución en una mezcla bifásica de fenol-agua, se procede a preparar distintas mezclas pesadas de una cantidad provista de fenol, y una de agua hasta llegar a un peso final de 6 gramos para cada muestra, En seguida se somete las distintas mezclas a un baño termostato a 60 °C y con la ayuda de un termómetro se mide la temperatura en la cual las dos sustancias se solubilizan y se forma una sola fase de disolución.

  Luego se realiza una segunda experiencia tomando la cantidad pesada en gramos  de naftol para la cual la temperatura critica fue la mayor ;(75°C ,2.5 g) y se le agregan tres aditivos por separado (naftaleno, ácido succínico y cloruro de potasio) para ver el efecto de cada uno sobre la temperatura critica del sistema naftol-agua , con  cada una de las temperaturas medidas y calculando los % p/p de cada solución se procedió a graficar con cada uno delos datos obteniendo así el punto crítico de la mezcla. Finalmente, con la regla de las fases calculamos los grados de libertad de nuestro sistema, donde tenemos dos fases y dos componentes.

Introducción

Cuando intentamos mezclar dos líquidos, a presión atmosférica, se observa uno de los tres comportamientos siguientes:

1. Los líquidos son miscibles en todo el rango de temperaturas y en todo el rango de composiciones, como ocurre por ejemplo al mezclar agua y etanol,
2. Son inmiscibles y no se mezclan a ninguna composición ni temperatura, como ocurre por ejemplo al mezclar agua y nitrobenceno.
3. Los líquidos se manifiestan como miscibles o inmiscibles en función de la temperatura y de la proporción en que los intentemos mezclar. En este caso decimos que son líquidos

Parcialmente miscibles y un ejemplo típico es el sistema agua-fenol que aquí estudiaremos.

Cuando el fenol se agrega al agua a temperatura ambiente, se obtiene una solución homogénea de Fenol en agua, hasta alcanzar una concentración de un 8%, a partir de la cual una adición posterior de Fenol es causa de la formación de la segunda fase, conjugada de la primera y que consiste en una cantidad muy pequeña de agua disuelta en fenol.  Si la temperatura se eleva, se alcanza un valor al cual la segunda fase desaparece, pero por agregado posterior de soluto (fenol) a esa nueva temperatura T, se obtienen otra vez dos fases conjugadas y nuevamente será necesario aumentar la temperatura para que las fases sean miscibles. Tomando notas de las temperaturas de miscibilidad y las cantidades de fenol agregado sobre una cantidad conocida de agua, se obtiene la curva de solubilidad de fenol en agua.

Se puede comprobar que, cuando la temperatura es mayor que 66 ºC el fenol es soluble en agua en todas proporciones, mientras que, por debajo de esa temperatura, existe una zona de concentración y temperatura a la cual aparecen las dos fases conjugadas. Por otro lado, se puede obtener una curva de solubilidad de agua en fenol, si se agregan cantidades conocidas de agua sobre una cantidad determinada de fenol y se miden las temperaturas a las cuales se producen las correspondientes miscibilidades de las fases conjugadas.

Existe un punto, en el cual las dos curvas son comunes, es decir que la solución de fenol en agua tiene la misma composición que la solución de agua en fenol. A este punto se lo denomina punto crítico o de codisolución y la temperatura a la cual ocurre, se le nombra como temperatura crítica o de codisolución.

La composición puede también denominarse concentración crítica.

Un diagrama típico se muestra en la figura

GIBBS

Mediante una regla sencilla que Gibbs dedujo originalmente, la cual es considerada como una de las grandes generalizaciones de la ciencia física, puede predecirse información útil en lo que respecta a los equilibrios de las fases: 

L = C - F + 2

Donde L: Grados de libertad. 

C: Componentes del sistema

F: Fases presentes del sistema

 Los grados de libertad, L, proporciona el número de variables independientes que deben fijarse para describir completamente al sistema. Este valor de L se obtiene de restar al número total de componentes del sistema el número de fases presentes en el sistema y luego sumarle dos. 

Esta ecuación se conoce como regla de las fases, la mejor manera de recordar esta regla es teniendo en cuenta que al aumentar el número de componentes, aumenta el número total de variables, por lo tanto C tiene signo positivo. 

Aumentando el número de fases aumenta el número de condiciones de equilibrio y, por lo tanto, de ecuaciones, con lo cual se eliminan algunas variables, por lo que F tiene signo negativo. 

En sistemas de un solo componente, C = 1, por lo tanto:

L = 1 - F + 2 = 3 - F

 Esta expresión se le llama regla de las fases para un sistema de un solo componente, la cual muestra que el máximo número de fases que pueden coexistir en equilibrio en un sistema de un solo componente es tres. 

Parte Experimental

Se pesaron en cinco tubos de ensayos cinco muestras de fenol y se llevaron a seis gramos en total con agua destilada.

Tabla N# 1: Gramos pesados de muestra

N# muestra	Gramos de Fenol (0.0001)	Gramos agua-fenol (0.0001)
1	1.1107	6.0755
2	1.4924	5.9662
3	2.0631	6.0238
4	2.5215	6.0086
5	3.1917	6.0525

Observaciones: al mezclar el naftol (solido marrón, olor fuerte) con el agua pudimos darnos cuenta que no se solubilizo en la misma, una vez introducida la mezcla en el termostato y alcanzar una temperatura mayor de 60°C se solubiliza completamente observándose así una sola fase, al disminuir la temperatura se observa turbidez en la solución y un cambio a una mezcla bifásica nuevamente.

Cálculos de lo % p/p de cada una de las soluciones preparadas mediante la ecuación: 

%p/p= gsto / gsolo * 100

Para la primera muestra tenemos:

%p/p= 1.1107/6.0755   *100 = 18.28 %

Tabla N# 2: %p/p temperaturas medidas

N# de muestra	%p/p	T1(+1)(°C)	T2(+1)(°C)	Tp(°C)
1	18.28	68	62	65
2	25.01	72	67	70
3	34.25	74	70	72
4	41.96	75	71	73
5	52.73	74	70	72

Donde T1 es la temperatura en la cual desaparecen las dos fases, T2 es la temperatura donde se observa turbidez y Tp es la temperatura promedio.   

Aditivos

Se prepara tres soluciones con fenol-agua más tres aditivos (ácido succínico, naftaleno y cloruro de potasio), tomando 2.5 gramos de fenol ya que esta es la mayor temperatura critica presenta.

Tabla N#3 Aditivos

Sustancias	Gramos (+- 0.00001)
Ac. succínico	0.0710
Naftaleno	0.0777
KCL	0.0450

Tabla N# 4: Efecto de los aditivos sobre la temperatura crítica

Sustancia	T1(+-1)(°C)	T2(+-1)(°C)	Tp(°C)
Ac succínico	65	62	64
Naftaleno	80	78	79
KCL	78	76	77

   La regla de las fases: fenol-agua el número de grados de liberta es 2.

La temperatura crítica reportada por la literatura es de 66 °C.

Error  =( teórica - experimental)/teórica *100

Así;  

   Error= (66°C - 73°C)/(66°C) |*100 = 10.61 %

Error% = (34.5 - 41.96)/(34.5)| *100 = 21.6 %

Discusión de Resultados

Los fenoles: son compuestos que presentan uno o más grupos hidroxilo (OH) unidos directamente a un anillo aromático. El fenol es el miembro más sencillo de esta serie homóloga y se denomina hidroxibenceno.

El fenol es poco soluble en agua ya que aunque presentan el puente de hidrógeno, la proporción de carbonos con respecto a la cantidad de –OH es muy baja. Para que los compuestos que contienen grupos –OH sean solubles en agua la razón entre cambiar, por lo tanto, si se especifica una presión determinada (1 atm); solo hay una temperatura en el que las fases sólida y liquida coexistan, (73°C).

La línea de unión en nuestro grafico está a una temperatura de 71°C ya que es la temperatura en la cual las dos fases se carbonos y grupos –OH no debe ser mayor de 3:1. El fenol es el miembro más pequeño de este grupo y contiene 6 átomos de carbono y sólo uno de -OH.

El fenol y el agua son sustancias solubles uno en el otro en proporciones definidas. Al preparar distintas soluciones con cantidades conocidas de fenol y agua y graficar los resultados obtenidos pudimos obtener una curva en donde el área dentro de la curva representa la región donde la mezcla fenol-agua se separan en dos capas (presentando turbidez); y la región fuera de la curva se tendrán soluciones homogéneas. 

El punto máximo de la curva (73°C para un % p/p de 41.96) representa la temperatura critica de solución; ósea la temperatura a la cual hay una solución homogénea sea cual fuera la composición de la mezcla.

Se puede observar un error en cuanto a los datos teóricos reportados por la literatura y los datos obtenidos experimentalmente en nuestra experiencia de laboratorio.

En cuanto a los aditivos podemos darnos cuenta que al agregarle el ácido succínico la temperatura crítica de solución disminuye; ello se debe a q este aditivo solo es soluble en uno de los dos componentes presentes, por lo que la solubilidad del par original será menor (64°C), en cambio para el naftaleno la temperatura crítica aumenta (79°C) ello se debe a que este tiene una solubilidad semejante en ambos componentes aumenta la solubilidad de ambos. Para el cloruro de potasio la temperatura crítica está en medio de los aditivos antes mencionados DE 77°c

REGLAS

Para las reglas de las fases en un sistema fenol-agua tenemos dos fases, dos componentes lo cual nos da un grado de libertad lo que significa, que una variable independiente se puede separar. 

La miscibilidad total o parcial de dos líquidos está determinada por las interacciones entre sus moléculas:

Si las moléculas de ambos componentes son tales que las fuerzas de atracción entre unas y otras en la solución es de igual o mayor magnitud que la existente entre las moléculas de igual tipo en cada uno de los líquidos puros, éstos formarán una solución ideal en el primer caso, que cumple con la ley de Raoult y, en el segundo, el sistema resultante presentará desviaciones negativas de esta ley, esto es, la presión de vapor de la solución es menor que la que tendría una solución de igual composición y comportamiento ideal. En este caso los líquidos serían totalmente miscibles.

  En el caso en que las fuerzas de atracción entre las moléculas de los dos líquidos en la solución sean menores que entre las moléculas del mismo tipo en los líquidos puros, el sistema presentará desviaciones positivas de la ley de Raoult, esto es, la presión de vapor de la solución será mayor que la de una de igual composición y comportamiento ideal. Si la diferencia entre estas fuerzas de atracción es muy grande, puede presentarse miscibilidad parcial entre los líquidos, pues es más estable el sistema en el cual los líquidos están separados que aquel en que éstos están disueltos el uno en el otro.

Conclusión

Se analizó un sistema bifásico fenol-agua y se obtuvo así la temperatura para la cual el sistema pasa a ser de una sola fase.

Se observó el efecto de ciertos aditivos sobre la temperatura crítica de nuestro sistema. 

 Graficar los resultados obtenidos dándonos cuenta que se asemejan muchos a los reportados teóricamente.  

Aplicamos la regla de las fases para nuestro sistema, calculando el número de grados de libertad logrando nuestro objetivo de determinar la temperatura crítica de una mezcla heterogénea de fenol-agua.  

           Referencias  Bibliográficas                     

Shoemaker, D. Experimentos de Fisicoquímica (1968).  México: Unión tipográfica Editorial Hispanoamericana.                Pág. (246 – 255)       

Farrington Daniels, Robert A. Alberty.  Fisicoquímica. México, 1972. Compañía editorial             Continental, S.A. Pág. (397-405).            

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Ante la pregunta de como preparar soluciones químicas, se puede indicar que se denomina solvente al elemento que está presente en mayor cantidad o proporción y al resto de los componentes se les denominara solutos.

Para la caracterización de soluciones químicas, se debe expresar la cantidad de cada componente en función de la solución final. La medida de la cantidad de cada uno respecto al total se denomina Concentración. Esta concentración la constituyen dos partes, la más importante llamada solvente (B) y la menor parte llamada soluto (A). Para poder caracterizar una solución existen diversas formas de comparación.

QUE UNIDADES SE USAN PARA MEDIR LA CONCENTRACIÓN EN LA PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN QUÍMICA

Como calcular el porcentaje en peso (%p/p) de soluciones químicas

A esta relación se le conoce como porcentaje de peso-peso y permite determinar la masa de soluto contenida en la masa de la solución. Esta relación es muy utilizada en la venta de reactivos químicos o en la industria en general.

%p/p =  (masa de soluto (gr)x  100) /masa de solución (gr)

Por ejemplo:

Si disolvemos 10gr de cloruro de sodio (NaCl), soluto (A) en 90 gr de agua, la solución será de 10% en peso.  Soluto (A)=10gr, Solvente (B)=90gr

%p/p =    (10gr (A)  X  100)/ (10 gr(A) + 90gr (B))           = 1000/100 = 10%

Que porcentaje Peso-Volumen (%p/v) de soluciones químicas se obtiene

Esta relación vincula la masa de soluto en gramos disuelta en 100 ml de solución. Es la más utilizada en los reportes de los análisis de los laboratorios clínicos.

%p/v =  (masa de soluto (gr))  x 100   /     Volumen de solución (ml)

            Por ejemplo:

Si disolvemos 10gr de cloruro de sodio (NaCl) en 100 ml de una solución, se tendrá una concentración del 10% p/v.

%p/v =   10 x100 / (10 + 100) = 10%

Cual es la molaridad (M) de soluciones químicas

Este valor indica el número de moles de soluto en un litro de solución y se recurre a la siguiente expresión para su determinación.

Molaridad =  ( moles de soluto )/ Volumen de solución (L)                    (1)

 Molaridad = ( moles de soluto x 1000)/ Volumen de solución (ml)     (2)

Por ejemplo:

• Una solución que tiene 34 gramos de amoniaco (2.0 moles) en 1 litro de solución, es una solución 2.0 Molar de amoniaco.
• Otra proporción del mismo amoniaco que contenga 17 gramos en medio litro de solución también será 2.0 Molar de amoniaco.

34 gr amoniaco = 2 moles

M = 2 moles/1L= 2 (Molar)

17 gr amoniaco = 1 moles

M = (1/500) x1000= 2(Molar)

Cuantas partes por Millón (ppm) al preparar una solucion química se obtiene.

Cuando se tiene soluciones muy diluidas, en las que el soluto representa una pequeña cantidad, se suele utilizar esta forma de medir la concentración ante la necesidad de como preparar una soluciones químicas.

ppm =    (masa de soluto (mg))/ Volumen de solución (L)                    (1)

ppm =   (masa de soluto (gr)  x 10⁶)/   Volumen de solución (ml)        (2)

Ejemplos:

• Tenemos una solución que contiene 6.0x10^-5 gr de óxido de hierro en 1 Litro de solución. En este caso es una solución de 0.06ppm de óxido de hierro.  Ppm= (6.0x10^-5)x10³ / 1 = 6.0x10^-2=0.06 ppm

Si tenemos una solución de óxido de calcio que tiene 3.0x10^-5gr de este soluto en 500 ml de solución, también se obtendrá la misma concentración. Ppm = (3.0x10^-5)x10⁶/500=30/500=0.06ppm

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