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UNIVERSIDAD DE CUENCA FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS CARRERA DE INGENIERÍA QUÍMICA INFORDE DE LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA

INFORME DE PRÁCTICAS DE FÍSICOQUÍMICA Práctica N° 1

1. ESTUDIANTES: Daniela Abad, Cristian Bennett, Priscila Cabrera, Viviana Carrillo, Edison Dumaguala, Erick Salinas. 2. TÍTULO: Soluciones reales e ideales. 3. OBJETIVO:  Diferenciar soluciones reales de ideales en función de los cambios macroscópicos observables de la solución. 4. MARCO TEÓRICO: Tenemos que tener en cuenta que las soluciones son mezclas homogéneas que presentan una sola fase y tiene las mismas propiedades físicas y químicas en todas en cada una de sus partes. Las soluciones están compuestas de un componente minoritario llamado soluto y un componente mayoritario el cual es el solvente. Las soluciones se las dividen en dos grandes grupos las cuales se las explicara a continuación: Soluciones ideales. - Las interacciones intermoleculares son casi despreciables o casi nulas, las moléculas de las distintas especias pueden sustituir a las del otro sin que se produzca una variación de la estructura espacial de la disolución, ni de la energía de las interacciones intermoleculares presentes en la misma. Soluciones reales. – Las interacciones intermoleculares son significativas las moléculas de las distintas especies son muy diferentes unas de otras que las moléculas de uno de los componentes no pueden sustituir a las del otro y por lo tanto se produce una variación de la estructura espacial de la disolución y de la energía de las interacciones intermoleculares presentes en la misma. (Flores, 2012)

5. DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA:    

Colocar en un tubo de ensayo 10 ml de agua destilada. Medir la temperatura del agua destilada 𝑇𝑟𝑒𝑓𝑒𝑟𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎 . Medir 2g de soluto en la balanza analítica. Para el caso de soluciones líquidas como el etanol y ácido sulfúrico medimos 5 ml de los misms, el tubo debe contener 5ml de agua destilada. 1

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Colocar el soluto en el tubo y homogenizar para facilitar la disolución. Medir inmediatamente la temperatura de la solución, ya que la reacción puede ser demasiado rápida.

6. EQUIPOS, MATERIALES, REACTIVOS: Tabla 1. Equipos, materiales y reactivos.

EQUIPOS Balanza analítica

MATERIALES

REACTIVOS

Termómetro digital Tubos de ensayo Probeta de 10 ml Espátula Gradilla

Sacarosa NaCl NH4Cl NaOH Etanol H2SO4 Agua destilada

7. DATOS, CALCULOS, RESULTADOS:  Datos: c (Calor específico del agua) = 4,18 J/g K Masa de cada muestra = 2 g Volumen del agua= 10 ml Masa del agua= 10 g

Para calcular el cambio de temperatura ∆𝑇, usamos la siguiente fórmula:

∆𝑻 = 𝑻𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍 − 𝑻𝒓𝒆𝒇𝒆𝒓𝒆𝒏𝒄𝒊𝒂 En cada caso se hizo la conversión de temperaturas Celsius a Kelvin, y el promedio respectivo ya que fueron 2 ensayos.

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UNIVERSIDAD DE CUENCA FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS CARRERA DE INGENIERÍA QUÍMICA INFORDE DE LABORATORIO DE FÍSICOQUÍMICA Tabla 2. Temperaturas de las muestras.

MUESTRA Sacarosa NaCl NaOH NH4Cl Etanol H2SO4

T(C ) 25,2 20,95 46,65 18 26,8 50,35

T (K) 298,2 293,95 319,65 291 299,8 323,35

T referencia cada caso (K) 294,45 294,25 295,05 295,75 295,2 295,15

ΔT (K) 3,75 -0,3 24,6 -4,75 4,6 28,2

Para calcular el cambio en entalpía de disolución ocuparemos la siguiente fórmula: 𝑸 𝒎𝒄∆𝑻 = 𝒏 𝒏 𝑱 𝟏𝟎𝒈 (𝟒, 𝟏𝟖 𝒈𝑲) ∆𝑻 ∆𝑯𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 = 𝒏 𝑱 𝟒𝟏, 𝟖 𝑲 ∆𝑻 ∆𝑯𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 = 𝒏 ∆𝑯𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 =

Para calcular el número de moles n, en cambio se utilizó la fórmula:

𝒏=

𝒎 𝑴

Siendo m, la masa de la muestra (2 g) y M, su peso molecular expresada en g/mol respectivamente. Los resultados de los cálculos pueden ser observados en la tabla siguiente. Tabla 3. Valores del número de moles, calor y entalpía

MUESTRA Sacarosa NaCl NaOH NH4Cl Etanol H2SO4

n (mol) 0,00584289 0,03422313 0,05 0,03739017 0,04347826 0,02039173

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Q (J) 156,75 -12,54 1028,28 -198,55 192,28 1178,76

ΔH (mol) 26827,49 -366,42 20565,60 -5310,22 4422,44 57805,80

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8. CONCLUSIONES: El hidróxido de sodio y el ácido sulfúrico al ser disueltos en agua presentan una variación de temperatura significativa, es decir existe un cambio en la distribución espacial y en la interacción molecular, por lo tanto estos tres compuestos en disolución presentan un comportamiento real por la variación en la entalpía de la disolución; en cambio la sacarosa, el cloruro de sodio, el cloruro de amonio y el etanol tienen variaciones muy pequeñas, siendo esta la característica fundamental de las soluciones ideales, por lo tanto se las incluye en este grupo. Además, el cloruro de amonio y el cloruro de sodio presentan valores de entalpía negativas, significando que se produjo una reacción exotérmica; mientras que con los otros solutos se produjo una reacción endotérmica. 9. RECOMENDACIONES:  Uso obligatorio de mandil.  Tener el debido cuidado al manipular los reactivos.  Al manipular el ácido realizarlo dentro de la campana de extracción.  Utilizar la balanza debidamente siguiendo las normas dadas en la explicación previa.  Dividir equitativamente las labores que se realizan en la práctica para mejorar el orden y rapidez en la misma.

10. BIBLIOGRAFÍA Flores, M. (2012). SOLUCIONES, 1, 46. Retrieved from https://es.slideshare.net/marittzaflores/disoluciones-fisicoqumica

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1. ANEXOS

Fig. 1. Pesado de la muestra.

Fig. 2. Medición de temperatura.

Fig.4. Colocación de la muestra

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Fig.3. toma d muestra liquida.