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• rodrigo sosa

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PRACTICA No 2

PROPIEDADES MOLARES PARCIALES

Objetivos:

1.- Preparar una serie de soluciones de metanol(1)-agua(2) de diferentes concentraciones y medir a cada una su volumen molar(V). 2.- Calcular a cada solución su volumen molar ideal(Vid) y su cambio de volumen de mezclado(V).

3.- Ajustar los datos experimentales a una ecuación (Expansión de Redlich-Kister ).

4.- Determinar el volumen molar parcial( V i ) del metanol y el agua en cada una de las soluciones.

5.- Presentar los resultados en forma tabular y gráfica.

Consideraciones teóricas.

Para la termodinámica clásica, una sustancia se define por sus propiedades.

A la temperatura T y la Presión P constantes, para una sustancia dada, sus propiedades: volumen, energía interna, entropía, energía de Helmholtz, entalpía, energía de Gibbs, densidad, curva de presión de vapor, etc. adquieren valores fijos característicos. A la misma T y P, para cualquier otra sustancia, el valor numérico de sus propiedades serán diferentes a los de la anterior, pudiera suceder que en alguna

hubiera coincidencia, pero no puede ser posible que todas coincidan pues entonces se trataría de la misma sustancia. Cuando dos o más sustancias se mezclan, a T y P constantes, para formar una solución, las propiedades de la solución son función de las propiedades de los componentes que la forman. La funcionalidad que guardan las propiedades de la solución respecto a las propiedades de los componentes es compleja y sólo se determina por medio del experimento.

1.- Soluciones ideales y no ideales.

En raras ocasiones, las propiedades de las soluciones resultan ser aditivas respecto a las propiedades de sus componentes: N

M   xi M i 1 N

M t   ni M i 1

Donde: M y Mt = Propiedad molar y propiedad total de la solución. xi y ni = Frac. mol y número de moles de cada componente. Mi = Propiedad molar de cada componente en estado puro. M = Propiedad extensiva: Volumen, Energía interna, Entalpía, Cp y otras, excepto Entropía y las derivadas de ella. Las soluciones que obedecen estas expresiones se les llama SOLUCIONES IDEALES.

Las SOLUCIONES NO IDEALES obedecen ecuaciones análogas:

N

M   xi M i 1

N

M t   ni M i 1

donde M i se llama: PROPIEDAD MOLAR PARCIAL y es el valor de la propiedad que tiene un componente EN SOLUCION, y que difiere del valor de la propiedad como componente puro debido a las interacciones con las demás sustancias de la solución.

Una propiedad molar parcial se obtiene mediante la expresión:

Mi 

 n M  ni T , P , n j i

2.- Aplicaciones:

Las propiedades molares parciales juegan un papel importantísimo en la termodinámica, ejemplos:

Volúmen molar parcial: Permite hacer cálculos exactos en balances de masa. Entalpía molar parcial: Permite hacer cálculos exactos de balance de energía. Energía libre de Gibbs molar parcial o Potencial químico: Es el fundamento teórico que permite la deducción de las ecuaciones básicas para resolver todos los problemas relativos a equilibrio entre fases y en reacciones químicas.

Estos tres tipos de problemas son parte importante de la razón de ser del Ingeniero Químico.

Desarrollo de la Práctica.

1.- Material y Equipo: Balanza de precisión (B) Soporte de madera (S) Armadura de alambre(A) Cuerpo sumergible (Fl) (flotador o buzo) Probeta de 50 ml(P) 11 frascos de 100 ml con tapa(F)

Sustancias: metanol (1) agua (2)

2.- Preparación de soluciones.

a).- Cálculos. Se pone como ejemplo la preparación de 60 ml de una solución que contiene 0.3 frac. mol de metanol y 0.7 frac. mol de agua. Base de Cálculo: 1 gmol. Metanol: 0.3 gmol*32.042 (ml/gmol)/0.791 (g/ml) = 12.152 ml Agua : 0.7 gmol*18.015 (g/gmol)/0.998 (g/ml) = 12.636 ml Volúmen preparado: 12.152 ml de metanol + 12.636 ml de agua =24.788 ml de solución. Como se desean 60 ml de solución, haciendo las proporciones correspondientes queda: Metanol: 29.4 ml Agua:

30.6 ml

De manera semejante, se hacen los cálculos para saber los volúmenes que se debe mezclar de cada reactivo para preparar las demás soluciones.

3.- Procedimiento.

a).- Etiquetar cada frasco de acuerdo a la solución que va a contener, cerciorándose previamente que se encuentre limpio y seco.

b).- Vierta, de una bureta en cada uno de los 11 frascos, las cantidades correspondientes de cada reactivo, para preparar la solución marcada en la etiqueta.

- Obtención de las densidades de cada solución.

c).- Acomodar el equipo de acuerdo a la figura.

d).- Pesar el flotador suspendido por un hilo de la armadura: Waire.

e).- Depositar en la probeta, una cantidad suficiente de agua, de tal manera que el flotador, suspendido del hilo en la armadura de alambre, quede totalmente sumergido. Pesar nuevamente el flotador, pero ahora sumergido en agua: W H2O.

f).- Determinar el empuje del flotador: E  Waire  Wagua

g).- Determinar el volumen del flotador, (=volumen de fluido desplazado y consultando la densidad del agua en tablas a la temperatura de trabajo) usando el Principio de Arquímedes:

Vbuzo 

E

 agua

h).- Repetir los pasos Nos. e y f usando, en vez de agua, cada una de las soluciones preparadas, a fin de determinar el empuje sobre el buzo en cada solución.

Esol  Waire  Wsol

i).- Determinar la densidad de cada solución, basándose en el Principio de Arquímedes:

 sol 

Esol Vbuzo

j).- Llenar la tabla de datos experimentales de acuerdo a las siguientes expresiones y nomenclatura:

Ve 

1



PM   xi * ( PM )i

V  Ve * ( PM )

V id   xiVi

V  V ex  V  V id

TABLA DE DATOS EXPERIMENTALES

CH3 OH (ml)

H2O

X1

(ml) 0.0 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0

E

Den

Ve

PM

V

Vid

Vex

Cálculos.

1.- Gráficas: a).- V y Vid vs x1. b).- V vs x1. 2.- Ajuste los datos experimentales de V vs x1 a la expansión de Redlich-Kister por el método de mínimos cuadrados:



V  x1x2 A  B( x1  x2 )  C ( x1  x2 )2



3.- Escriba la ecuación para V, Vid y ΔV. 4.- Derivando la ecuación del Volumen total ( nV ) con respecto a los moles del metanol ( n1) obtenga la ecuación para V 1 . 5.- Derivando la ecuación del Volumen total ( nV ) con respecto a los moles del agua ( n2) obtenga la ecuación para V 2 . 6.- Elabore la tabla de resultados: x1, V Vid, ΔV, V 1 , V 2 y verifique que se cumple la regla de la adicionabilidad. 7.- Elabore la gráfica de resultados: V Vid, V 1 y V 2 vs x1.