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• Mariana Ochoa

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS

DEPARTAMENTO DE INGENIERIA QUIMICA INDUSTRIAL

LABORATORIO DE TERMODINÁMICA QUÍMICA I

PRÁCTICA 1

EQUILIBRIO DE FASES PARA SUSTANCIAS PURAS EQUILIBRIO DE FASES PARA SUSTANCIAS PURAS

OBJETIVOS     

Determinar las condiciones de equilibrio para sustancias puras. Calcular los calores de vaporización y sublimación de sustancias puras. Estimar el punto triple de una sustancia pura. Verificar la validez de la ecuación de Claussius - Clapeyron. Determinar la entalpía de vaporización del agua.

HIPÓTESIS

“La presión de vapor de un líquido es constante a una temperatura dada, pero aumenta si aumenta la temperatura”.

1

Práctica 1: Equilibrio de fases para sustancias puras EQUILIBRIO DE FASES PARA SUSTANCIAS PURAS ¿Como se alcanza el equilibrio físico entre fases? Se alcanza el equilibrio material cuando los potenciales químicos de la sustancia son iguales en las dos fases: En un sistema cerrado en equilibrio termodinámico, el potencial químico de un componente dado es el mismo en todas las fases en las que el componente está presente. Vamos a centrarnos en el estudio del equilibrio de fases en sistemas formados por un solo componente (sustancia pura). Para especificar el estado termodinámico de un sistema formado por una sustancia pura, el número variables intensivas independientes que se deben conocer (grados de libertad) es:   

Si hay presente una fase, L = 1componente - 1fase + 2 = 2 variables, es necesario especificar por ejemplo la P y la T Si hay presente dos fases, L = 1componente - 2fases + 2 = 1 variable, es necesario especificar sólo P o T Si hay presente tres fases, L = 1componente - 3fases + 2 = 0 variables

Por tanto podemos representar cualquier estado de equilibrio del sistema formado por una sustancia pura mediante un punto en un diagrama bidimensional de presión-temperatura. Este diagrama se denomina diagrama de fases. Un ejemplo del diagrama de fases de una sustancia pura se muestra en la figura.

En el diagrama de la figura las líneas AB, BD y BC corresponden a valores (P,T) en las que coexisten dos fases:   

En AB coexisten en equilibrio sólido y gas. La curva AB es la curva de presión de vapor del sólido En BD coexisten en equilibrio sólido y líquido. En BC coexisten en equilibrio líquido y gas.

Dra. Carmen Reza

2

El punto B marca los valores de P y T en los que coexisten tres fases, sólido, líquido y gas, y se denomina Punto Triple. Este punto, que indica la temperatura mínima a la que el líquido puede existir, es característico de cada sustancia, y puede emplearse como referencia para calibrar termómetros. El punto C indica el valor máximo (PC, TC) en el que pueden coexistir en equilibrio dos fases, y se denomina Punto Crítico. Representa la temperatura máxima a la cual se puede licuar el gas simplemente aumentando la presión. Fluidos con T y P mayores que T C y PC se denominan fluidos supercríticos. Tabla 1.1 correlaciones para la estimación de la presión de vapor de un componente puro

Efecto de la presión y de la temperatura. Ecuación de Clapeyron. La ecuación de Clapeyron permite calcular la pendiente de una línea de equilibrio entre dos fases en el diagrama de fases P-T de un sistema de un componente. Consideremos un punto cualquiera sobre una línea de equilibrio entre dos las fases, que llamaremos α y β. La condición para que exista equilibrio de fases es que: , pero para una sustancia pura

por tanto en un punto sobre la curva de equilibrio de dos fases

, y cualquier variación infinitesimal que suponga un desplazamiento sobre la curva de equilibrio implica que

y reagrupando términos reversible a T y P constantes

. O lo que es lo mismo:

. Por otra parte si se considera que en un cambio de fase se tiene que:

Ecuación de Clapeyron

Consideraciones sobre la ecuación de Clapeyron:  



En un cambio de fase líquido-vapor, tanto ΔH como ΔV son positivos, por tanto la pendiente de la línea de equilibrio líquido-vapor es positiva. Lo mismo sucede con la línea sólido-vapor. En un cambio de fase sólido-líquido, ΔH es positivo y en general ΔV también, por lo tanto la pendiente de esta línea también será positiva. Existen sin embargo algunas excepciones como el H2O, Ga o Bi debido a una disminución de volumen que sufren estos componentes al fundirse, en estos casos la pendiente de la línea de equilibrio sólido-líquido será negativa. En el cambio de fase sólido-líquido ΔV es mucho menor que en los cambios de fase sólidogas o líquido-gas. Por esta razón la pendiente en el primer caso es mucho mayor que en los últimos.

Aplicación de la ecuación de Clapeyron a distintos cambios de fase 

Equilibrio líquido-vapor y sólido-vapor En estos dos casos el V molar del gas es mucho mayor que el del líquido o que el del sólido por lo que puede hacerse la aproximación

Si además se hace la suposición de que el gas se comporta como gas ideal, la ecuación

de Clapeyron se transforma en: Esta ecuación se suele expresar como

llamada ecuación de Clausius

Clapeyron. Si el rango de temperatura analizado es pequeño, se puede suponer que ΔH es constante a lo largo de la línea de equilibrio, y por tanto: ecuación de Clausius-Clapeyron integrada

La ecuación de Clasius-Clapeyron sólo es aplicable para obtener la presión de vapor de un sólido o un líquido a una cierta temperatura, conocido otro punto de equilibrio entre las fases. Esto es así porque para llegar a esta expresión desde la ec. de Clapeyron se hace la aproximación de despreciar el volumen molar del sólido o del líquido frente al del gas, que además se supone de comportamiento ideal. Rudolf Clausius sugirió que la integración de la ecuación de CLAPEYRON permitía la determinación de la entalpía para los cambios de fase a partir de datos experimentales de presión de vapor a diferentes temperaturas.

H LnP    R

vap



1   C

 T

Esta ecuación es semejante a la ecuación de una recta: y = mx + b Donde y = LnP   H  m R 1 x T b=C Si graficamos LnP contra 1/T y calculamos el valor de la pendiente podemos calcular el valor de ΔHvap.

DESARROLLO EXPERIMENTAL Material y equipo           

Refrigerante Termómetro de 0°C – 100°C Hervidor (matráz de fondo plano) Parrilla de calentamiento con agitación magnética Soporte universal Reóstato Pinzas de nuez Pinzas de tres dedos Regla de 60 cm con aproximación a mm Manómetro de mercurio Agua destilada

Procedimiento experimental 1. 2. 3.

Montar el equipo como se muestra en el esquema. Revisar perfectamente las conexiones para evitar fugas o entradas de aire. Poner el líquido en el hervidor.

4. 5. 6. 7. 8.

Arrancar la bomba de vacío hasta su máxima capacidad de succión y observar la diferencia de niveles creada en las columnas del manómetro. Calentar el líquido regulando el termostato del equipo de tal forma que no se caliente excesivamente. (con agitación constante). Esperar a que el líquido llegue a ebullición y tanto la presión como la temperatura permanezcan constantes. (sólo hasta este momento comenzar a tomar los datos de temperatura y presión alcanzados). Cambiar la presión del sistema mediante la inyección de aire, utilizando la válvula reguladora. Repetir los pasos 6 y 7 hasta alcanzar la presión atmosférica. (10 lecturas)

Cálculos Con los datos obtenidos calcular: a) El calor de vaporización molar, graficando lnP vs 1/T. b) Calcular la pendiente de la recta promedio y determinar la entalpía de vaporización. c) Calcular el calor latente de sublimación molar utilizando el ΔH de fusión bibliográfico. d) Con el valor de ΔH de sublimación y la ecuación de Clausius Clapeyron, calcular las presiones de sublimación a temperaturas diferentes debajo de la temperatura del punto triple. Es recomendable calcular la constante de integración de la ecuación de Clausius Clapeyron con los datos de temperatura y presión del punto triple y una vez obtenido el valor calcular las presiones de sublimación. e) Con los datos obtenidos hacer un diagrama de fases (P vs T) f) Encontrar la ecuación de la curva.

TABLA DE DATOS EXPERIMENTALES TEMPERATURA °C

PRESIÓN MANOMÉTRICA mmHg

TEMPERATURA °K

PRESIÓN ABSOLUTA mmHg

Ln P

1/T

Conceptos Entregar de tarea las definiciones de lo siguiente ( derecho a hacer la práctica ) 1. Equilibrio termodinámico:

2. Sustancia pura:

3. Presión de vapor:

4. Punto de ebullición:

5. Sistema y alrededores:

6. Variable dependiente e independiente:

7. Presión atmosférica:

8. Presión manométrica:

9. Presión absoluta:

10. Diagrama de fases:

11. Sublimación

12. Vaporización

13. Fusión

Datos necesarios para cálculos (teóricos) Presión en el Punto Triple del aguaPPT = Temperatura en el Punto Triple del agua TPT = Constante universal de los gases ideales R=

  fu sió n 

  su blim a ció n







 Agua

 

   va p o riza cói n

Reporte. En equipo: 50% 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

Gráfica de P (mmHg) vs T (°C) Gráfica de LnPabs vs 1/T (°K) vap Cálculos de la pendiente y ΔH sub vap fus Calcular ΔH = ΔH + ΔH Calcular datos para construir diagrama de fases Gráfica donde se muestre el diagrama de fases Observaciones

Individual: 50% Conclusiones

 



 

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LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA III

PRÁCTICA 2

PROPIEDADES MOLARES PARCIALES OBJETIVOS    

Determinar el volumen real de mezclas de soluciones. Aplicar el principio de Arquímedes para determinar la densidad de cada una de las soluciones. Determinar para cada solución, el cambio de volumen de mezclado. Determinar los volúmenes molares parciales de agua y alcohol en distintas soluciones binarias, determinando las densidades de las mismas.

HIPÓTESIS

Si tomamos una propiedad extensiva cualquiera, por ejemplo el volumen de una mezcla binaria, y suponemos que “al mezclar dos volúmenes cualquiera de dos sustancias puras diferentes, el volumen resultante no es la suma de los volúmenes iniciales, sino que puede presentar diferencias significativas”

1

Práctica 2: Propiedades molares parciales PROPIEDADES MOLARES PARCIALES El volumen de un líquido puro puede expresarse como:

Donde:

n ocantidad de moles volumen molar del líquido puro

MV

Para soluciones ideales o para líquidos completamente inmiscibles, el volumen total será: ……… (1)

para soluciones no ideales, el volumen no se ajusta a la expresión anterior, pero puede demostrarse que:

Si se define volumen molar parcial del componente i

Se obtiene una expresión de la misma forma que la expresión (1):

Donde: MVi es el volumen molar parcial del componente i En particular para un sistema de dos componentes:

DESARROLLO EXPERIMENTAL El método utilizado en la práctica se denomina “MÉTODO DINÁMICO DE CÁLCULO DE DENSIDADES POR MEDIO DEL FLOTADOR” el cual se explica a continuación:

Material y equipo         

Tubos de Nessler cuidadosamente seleccionados Balanza analítica. Flotador, Probeta de 40 ml Soporte de madera Gancho de alambre 2 vasos de precipitado 2 bureta de 50 ml cada una Agua destilada Metanol

Dra. Carmen Reza

Laboratorio de Termodinámica Química I

2

Procedimiento experimental 1. 2. 3.

Montar el equipo como se muestra en el esquema. Revisar que los tubos estén perfectamente limpios y secos Preparar un juego de soluciones Metanol-Agua cuya concentración varíe de 0 a 1 con intervalos de 0.1 en fracción mol con respecto al etanol. Los volúmenes de cada solución pueden calcularse con la ayuda de las siguientes fórmulas, tomando en cuenta que los subíndices 1 son relacionadas al metanol y el 2 serán de agua

x1 PM 1 VT V1 

 1 x1PM 1 x PM 2  2 1 2

x2 PM 2 VT V1 

 2 x1 PM 1 x2 PM 2  1 2

4.

Una vez calculados los volúmenes, agregar al tubo de Nessler primero el agua y después muy lentamente el metanol. 9. Después de agregar el metanol verificar como quedan los volúmenes y que llama la atención del experimento en ese paso. 10. Enseguida agitar cada tubo para mezclar perfectamente los componentes puros y observar los cambios que ocurren en los volúmenes (tomar nota). 11. Enfriar las soluciones 12. Apoyándose en el principio de Arquímedes determinar la densidad real de los componentes puros y de las soluciones mediante los siguientes pasos: a. Pesar el flotador en el aire W F: ponga la balanza en ceros, cuelgue el flotador en el gancho y tome el peso en gramos aproximado hasta la segunda cifra decimal. b. Pesar el flotador sumergido en el agua W2 y en el metanol W1: Ponga en la probeta aproximadamente 35 ml del líquido. Coloque la probeta en el soporte de madera, cuelgue el flotador en el gancho de alambre y sumerja el flotador en la probeta de manera que éste no toque sus paredes ni el fondo de la misma, espere que se estabilice el peso en la balanza y enseguida tome la lectura del peso del flotador en cada uno de los líquidos. c. Pesar el flotador sumergido en cada solución. Proceda como en el paso anterior.

Datos necesarios para cálculos Sustancia

Peso Molecular (PM)

Agua Metanol

Volumen Total.

ml

Densidad (  )

Agregar metanol lentamente, que no se mezcle con el agua

Cálculos Con los datos obtenidos calcular: o

El empuje del flotador en el agua.

E F  WF  W1

 o

E volumen del flotador

VF 



EF



agua

o

El empuje del flotador en cada solución

E Fi  WF  Wi

 o

La densidad de cada solución

i 



E Fi V F

o

El peso molecular de cada solución

PM i  x1 PM 1  x2 PM 2

 o

El volumen molar real para cada solución 

o



PM i

i

El volumen ideal de cada solución

V

 o

Virea l

ideal i



x1 PM 1

1



x 2 PM 2

2

El cambio de volumen de mezclado de cada solución 

V1  Vireal  Viideal

Práctica 2: Propiedades molares parciales

Metanol X1

Agua X2

0

1

0.1

0.9

0.2

0.8

0.3

0.7

0.4

0.6

0.5

0.5

0.6

0.4

0.7

0.3

0.8

0.2

0.9

0.1

1.0

0

V1 (ml)

V2 (ml)

W(gr)

EF

ρ (g/ml)

PM (gr)

real

V

(ml)

ideal

V

(ml)

ΔV (ml)

Peso del flotador en el aire. W F = Peso del flotador en el agua. W1 = Peso del flotador en metanol. W 2 =

Dra. Carmen Reza

Laboratorio de Termodinámica Química I

7

Práctica 2: Propiedades molares parciales Conceptos Entregar de tarea las definiciones de lo siguiente ( para derecho a hacer la práctica ) 1. Propiedades molares:

2. Propiedades molares parciales:

3. Mezclas:

4. Principio de Arquímides:

5. Densidad:

6. Volumen real:

7. Volumen ideal:

8. Peso molecular:

9. Cambio de volumen de mezclado:

10. Empuje

11. Picnometría

12. Líquido puro

13. Tubo Nessler

Dra. Carmen Reza

Laboratorio de Termodinámica Química I

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Datos necesarios para cálculos (teóricos) Densidad del metanol = Peso molecular del metanol = Densidad del agua = Peso molecular del agua = Volumen total =

Reporte. En equipo: 50% a. b. c. d. e. f.

Tabla de resultados ideal real Gráfica V , V vs X1 (Metanol (1) – Agua (2)) Ajustes necesarios con la ecuación de Riedlich – Kister real Gráfica V1, V2, V ajustado vs X1 Gráfica ΔV, ΔVajustada vs X1 Observaciones

Individual: 50% Conclusiones

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PRÁCTICAS 3 y 4

EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR EQUILIBRIO IDEAL - “LEY DE RAOULT” EQUILIBRIO NO IDEAL - AZEÓTROPOS

DRA. CARMEN M. REZA S.

1

Práctica 3 y 4: Equilibrio Ideal y No Ideal

EQUILIBRIO IDEAL - LEY DE RAOULT EQUILIDRIO NO IDEAL - AZEÓTROPOS OBJETIVOS 

   

Observar el comportamiento de dos sistemas binarios. Construir los diagramas de temperatura y composición del líquido y del vapor. Comparar con los datos de temperatura y composición obtenidas con la Ley de Raoult. Comparar con los datos de temperatura y composición obtenidas con las ecuaciones de Van Laar y Margules. Ajustar los datos experimentales utilizando dos modelos de solución y compararlos con los datos experimentales. PROPÓSITO - Determinación experimental de los coeficientes de actividad de los componentes

de una mezcla binaria. - Determinar las curvas de equilibrio líquido-vapor para mezclas binarias de líquidos totalmente miscibles. - Determinar si las mezclas obedecen a la ley de Raoult o presentan desviación positiva o negativa. - Realización del test de consistencia termodinámica de los datos obtenidos. - Verificación de las ecuaciones de Margules y Van Laar para la determinación de los coeficientes de actividad HIPÓTESIS

A una presión constante las mezclas de líquidos miscibles de diferente composi ción hervirán a diferentes temperaturas y su vapor será más rico en el componente más volátil.

EQUILIBRIO LÍQUIDO VAPOR I. INTRODUCCION Una fase de acuerdo a la definición clásica, se define como materia uniforme en todas sus partes, tanto en composición química como física, ejemplos de ésta son: agua líquida, hielo, vapor de agua, solución de sacarosa en agua, la mezcla de gases en una muestra de aire etc. Dos o más fases se presentan cuando hay una superficie macroscópica de separación entre las fases homogéneas, ejemplos son: un sistema formado por tres fases (hielo-agua-aire), sistemas formados por dos fases (líquidos inmiscibles) y mezclas de sólidos o formas cristalinas diferentes del mismo sólido. El número de fases identificables depende de cómo se observe la muestra, por ejemplo, una solución de DNA es homogénea a simple vista, y a nivel microscópico se observa no homogénea.

Dra. Carmen Reza

Laboratorio de Termodinámica Química I

2

Existen diferentes tipos de equilibrios entre fases: sólido–líquido (S-L), líquido-líquido (LL), líquido-vapor (L-V), etc., y también, pueden existir equilibrios de un solo componente, de dos componentes llamado binario y de tres componentes denominado ternario El estado de una muestra de materia se define por dos tipos de variables: intensivas y extensivas. Las variables intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia presente como la temperatura, presión y concentración; y las variables extensivas son aquellas que si presentan dependencia de la cantidad de materia presente como por ejemplo la masa y volumen. En un sistema de una o más fases, generalmente se requiere conocer al menos una variable extensiva por fase, para determinar la masa de cada una de ellas, y el resto de las propiedades del sistema se pueden determinar a partir de propiedades intensivas. La regla de las fases de Gibbs define el número mínimo de variables intensivas necesarias para describir un sistema: f = c - p + 2 (1) donde f son los grados de libertad del sistema, y se define como el número mínimo de variables intensivas necesarias para describir un sistema, c es el número de componentes químicos y p es el número de fases del sistema. Los sistemas líquidos ideales obedecen a la Ley de Raoult, de modo que la presión parcial de cada uno de los componentes en el vapor, a una temperatura dada, es igual al producto de su fracción molar en el líquido por la presión de vapor del componente puro a la misma temperatura. Si el vapor también se comporta idealmente, la presión parcial de un componente cualquiera en la fase vapor será igual al producto de su fracción molar en el vapor por la presión total. Esto, para una mezcla binaria: …… (1)

donde y1 e y2 son las fracciones molares de los componentes 1 y 2 en la fase vapor, x1 y x2 son las mismas en la fase líquida, P es la presión total y y las presiones de vapor de los componentes puros respectivos a la temperatura del sistema. La mayoría de las soluciones líquidas de interés práctico no cumplen con la Ley de Raoult. Para poder tratar estas soluciones llamadas reales, en forma análoga a las soluciones perfectas se introduce el coeficiente de actividad. Sin embargo, para las soluciones en fase vapor en el dominio de presiones menores de 2 atm, puede aceptarse que cumplen con la Ley de Dalton. En consecuencia, para las condiciones de trabajo de la presente experiencia, las ecuaciones a aplicar son: ….(2)

donde

y

respectivamente.

son los coeficientes de actividad para los componentes (1) y (2)

A partir de estas expresiones se calcularán los coeficientes de actividad determinando en el equilibrio la presión, la temperatura y la composición de la fase vapor para diferentes composiciones de la fase líquida. En la práctica, esto significa construir el diagrama de equilibrio de fases T - x a presión constante o el P - x a temperatura constante. Se debe notar el hecho de que estos coeficientes de actividad son función de la composición del sistema como así también de la presión y la temperatura. Trabajando a presión y temperatura constante, la relación de variación de los coeficientes de actividad con la composición debe cumplir con la Ecuación de Gibbs-Dühem, que para una mezcla binaria puede plantearse: …… (3)

Equilibrio líquido-vapor en mezclas azeotrópicas El equilibrio liquido-vapor de sistemas ideales se pueden describir de acuerdo a las leyes de Raoult y Dalton. fracciones mol. De acuerdo a la Ley de Dalton la presión total del sistema queda definida como: PT = PA + PB (4) En una mezcla homogénea de dos líquidos volátiles A y B, de acuerdo a la ley de Raoult se pueden presentar dos casos: 1. Si las fuerzas intermoleculares entre las moléculas A y B son más débiles que las que existen entre las moléculas de A y entre las de B, se dice que existe una mayor tendencia para considerarse una mezcla real que en el caso de una solución ideal. En consecuencia, la presión de vapor de la solución es mayor que la predicha por la ley de Raoult para la misma concentración. Esta conducta da origen a la desviación positiva. El mezclado es un proceso endotérmico. 2. Si las moléculas A y B se atraen con mayor fuerza que entre las del mismo tipo, la presión de vapor de la solución es menor que la suma de las presiones parciales, según la ley de Raoult. Dicha conducta se le conoce como desviación negativa. El mezclado es un proceso exotérmico. El comportamiento de cada uno de los casos descritos se puede apreciar en la Figura. Cálculo de la concentración de etanol utilizando índices de refracción El refractómetro que se utiliza en el laboratorio está graduado para medir el índice de refracción, por ejemplo: Lectura con el refractómetro (índice de refracción) = 1.35162. De la gráfica que correlaciona índice de refracción y % w/w de etanol, obtenemos la concentración de etanol en la mezcla = 26.06%

Diagrama de presión de vapor y punto de ebullición para sistemas que muestran: (a) Idealidad, (b) desviación positiva y (c) desviación negativa según la ley de Raoult Los diagramas de fases líquido-vapor, y en particular los de punto de ebullición, son de importancia para la destilación, la cual generalmente tiene como objetivo la separación parcial o completa de una solución líquida en sus componentes. Una destilación simple, "un plato" de un sistema binario, no tiene máximo o mínimo en su curva de punto de ebullición, como se observa en la figura 3. La fracción mol de B en la solución inicial se representa por χBL1. Cuando ebulle y una pequeña porción del vapor se condensa, se obtiene una gota de destilado con una fracción mol χBV1. Ya que éste es más rico en A que el residuo del matraz, el residuo es ligeramente más rico en B y se presenta por χBL2 . La siguiente gota de destilado χBV2 es más rica en B que la primera. Si la destilación se continúa hasta que el residuo no ebulla más, la última gota del condensado será B puro. Para obtener una separación completa de la solución en A y B puros por destilaciones de esta clase es necesario separar el destilado cambiando el frasco receptor durante la destilación y posteriormente volver a destilar las fracciones separadas y repetir en varias ocasiones. El mismo resultado se puede obtener en una sola destilación con el uso de una columna de fraccionamiento que contenga un gran número de "platos". Si hay un máximo en la curva de punto de ebullición (Fig. 2c) la composición de vapor y residuo no están cerca de A o B puros, sino a la composición correspondiente al máximo. Una mezcla con esta composición destilará sin cambio en composición y se conoce, como "mezcla de ebullición constante" o "azeótropo". Estos términos se aplican a una mezcla con punto de ebullición mínimo. En ocasiones son útiles (como el HCl-H2O de punto de ebullición constante usado como estándar analítico), y en otros casos un problema (como el azeótropo de 95% etanol y 5% de agua, que no permite la obtención de etanol absoluto por destilación directa de soluciones acuosas de etanol).

Variación de la composición de líquido y vapor durante la destilación. Si bien no se conoce la relación analítica que vincula la concentración con el coeficiente de actividad se han propuesto ecuaciones semiempíricas, que son soluciones de la ecuación (3). Dos de las más comunes son las siguientes:

MARGULES

VAN LAAR

Evidentemente que para el uso de tales ecuaciones es necesario conocer el valor de las constantes A y B, las que se pueden determinar a partir de datos experimentales. En una mezcla de gases ideales la fugacidad de sus componentes es igual a su presión parcial. Generalmente los gases puros a bajas presiones se comportan como gases ideales y sus mezclas también, por lo tanto la fugacidad de los componentes de la mezcla es igual a su presión parcial. La presión atmosférica a la cual se trabaja en el laboratorio y en la mayoría de las columnas de destilación se considera a baja presión, entonces el vapor en equilibrio con el líquido se considera gas ideal.

En cambio los líquidos no se pueden suponer como gases ideales, pero a la presión der saturación (baja), el coeficiente de fugacidad es considerado igual a 1 y la fugacidad del líquido saturado o aún comprimido se toma igual a su presión de vapor. DESARROLLO EXPERIMENTAL Material y equipo             

Hervidor Refrigerante Termómetro Parrilla de calentamiento con agitación magnética Soporte universal Reóstato Pinzas de tres dedos Pinzas de nuez Pipeta muestreadora Tubos de ensaye Refractómetro Metanol Isopropanol

Procedimiento experimental 1. Montar el equipo como se muestra en el esquema. 2. Preparar mezclas binarias que contengan 10, 20, 40, 60, 80 y 90% de uno de los componentes: i. Metanol-Isopropanol ii. Metanol- Cloroformo 3. Los volúmenes de cada solución pueden calcularse con la ayuda de las siguientes fórmulas, tomando en cuenta que los subíndices 1 son relacionadas al metanol y el 2 serán de isopropanol. x1 PM 1 VT x 2 PM 2 VT  1  2 V1  V1  x1 PM 1 x2 PM 2 x1 PM 1 x2 PM 2   1 1 2 2 4. Medir los índices de refracción de cada mezcla a una temperatura determinada (15 a o 20 ), empleando un refractómetro de Abbe, así como los índices de refracción de los componentes puros.

5. Graficar la relación entre composición (x) y el índice de refracción (y). (El índice de refracción permite conocer la composición del líquido y del vapor en equilibrio de manera indirecta). 6. Poner la solución en el hervidor, suministrar calor con agitación hasta que la solución ebulla, cuando la temperatura sea constante y haya condensado en la concavidad, tomar el dato de temperatura. 7. Determinar los puntos de ebullición de cada una de las mezclas en equilibrio del vapor y del líquido. Lo anterior se debe realizar por medio de destilación simple midiendo 2 ml. de mezcla. (nota: el bulbo del termómetro debe estar inmerso en el vapor generado). 8. Tomar una muestra del condensado y del destilado y enfriarlas a temperatura ambiente. 9. Determinar los índices de refracción del destilado (vapor) y del residuo que quedó en el matraz de destilación (líquido) con el refractómetro de Abbe. 10. Repetir los pasos 6 al 9 para cada una de las mezclas.

Cálculos Con los datos obtenidos calcular:  Graficar índice de refracción contra composición  Utilizando la gráfica determinar la composición del condensado (Y).  Si las gráficas resultan ser de comportamiento ideal. Se tendrá que hacer lo siguiente:  Aplicar la Ley de Raoult para calcular la composición del líquido y del vapor aplicando las ecuaciones:

s

PP2 1x  s s P P 1



  



   

1

P

2

Calcular las presiones de saturación aplicando la ecuación de Antoine a las temperaturas seleccionadas entre la temperatura de ebullición del componente 1 y la temperatura de ebullición del componente 2. (buscar las constantes de Antoine en la literatura). Graficar T vs x1, y1, y y1 vs x1 Si las gráficas resultan ser de comportamiento no ideal. Se tendrá que hacer lo siguiente: Calcular el coeficiente de actividad (γ) con la ecuación:

 1 

y1  x1 P s

y

y1 P x1 P1s

Para el cálculo de las presiones aplicar la ecuación de Antoine a las temperaturas de ebullición experimentales (buscar valores de las constantes en la literatura). Sacar el logaritmo natural de los coeficientes de actividad experimentales y graficar Ln γ1 y γ2 vs x1 y x2 respectivamente en la misma gráfica. Esta gráfica servirá para determinar los valores de las constantes A12 y A21 necesarias para aplicar las ecuaciones de Van Laar y de Margules. Calcular las Ln γ1 y γ2 con las ecuaciones de Van Laar Calcular las Ln γ1 y γ2 con las ecuaciones de Margules Comparar los resultados de Ln γ1 y γ2 con los experimentales y decir cual de las dos ecuaciones se ajustan a los resultados experimentales. Identificar los datos del punto azeotrópico. TABLA DE DATOS EXPERIMENTALES

X1

X2

V1

V2

ηliq

T

ηvap

Y

Conceptos Entregar de tarea lo siguiente ( derecho a hacer la práctica ) Equilibrio Líquido- Vapor

Comportamiento ideal

Comportamiento no ideal

Ley de Raoult

Ecuación de Antoine

Mezcla y punto azeotrópica (o)

Presión de saturación

Ecuación de Van Laar

Ecuación de Margules

Actividad

Coeficiente de actividad

Reporte. En equipo: 50% 1. Cálculos de acuerdo a como se verifica en la práctica. 2. Reportar los resultados en forma tabular y gráfica. 3. Realizar las siguientes gráficas: Índice de refracción Vs Concentración (ambos sistemas) x1 vs y1 (para ambos sistemas, experimental y corregida) x1, y1 vs T (para ambos sistemas, experimental y corregida) 4. De acuerdo a los resultados analizar si la mezcla presenta un punto azeotrópico y además, determinar qué tipo de comportamiento presenta de acuerdo a la ley de Raoult. 5. Tablas de resultados experimentales, Van Laar y Margules 6. Análisis generales 7. Observaciones Individual: 50% Conclusiones

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LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA III

PRÁCTICA 5

EQUILIBRIO LÍQUIDO-LÍQUIDO SISTEMAS TERNARIOS

DRA. CARMEN M. REZA S. 1

Práctica 5: Equilibrio Líquido-Líquido: Sistemas Ternarios

SISTEMAS TERNARIOS OBJETIVOS     

Estudiar las relaciones de solubilidad del sistema de tres componentes. Trazar el diagrama de equilibrio para un sistema estudiado. Construir la curva de solubilidad (binodal) para una temperatura dada y determinar las líneas de reparto. Construir los diagramas de temperatura y composición del líquido. Ajustar los datos experimentales utilizando dos modelos de solución y compararlos con los datos experimentales. PROPÓSITO

Mediante la preparación de mezclas agua – cloroformo – ácido acético, obtener datos experimentales a fin de trazar la curva binodal o de equilibrio para el sistema en estudio. Se determinará la curva de solubilidad y las líneas de unión de un sistema integrado por agua, metanol y un líquido orgánico que puede ser: tolueno, benceno, tricloroetileno, cloroformo o 1-butanol. En este caso cloroformo. Mediante otra serie de experimentos trazar dos líneas de unión HIPÓTESIS Se podrá determinar la curva de solubilidad y las líneas de unión de un sistema ternario integrado por agua, metanol y cloroformo, para un equilibrio líquido-líquido. Todas las mezclas cuya composición está por debajo de la curva de solubilidad se separaran en dos capas. Las que están por encima de ella, formarán una sola fase.

EQUILIBRIO LÍQUIDO LÍQUIDO I. INTRODUCCION Es posible tratar todos los equilibrios heterogéneos desde un punto de vista unificado por medio del principio conocido como Regla de las Fases, con el cual él numero de variables a que se encuentra sometido un equilibrio heterogéneo cualquiera, queda definido bajo ciertas condiciones experimentales definidas. La cantidad de variables que pueden fijarse arbitrariamente en un sistema termodinámico puede calcularse mediante: L = C − F + 2 (1). Donde L número de grados de libertad, C número de componentes químicos, F número de fases.

Dra. Carmen Reza

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Para simplificar la representación gráfica de las condiciones de equilibrio se suponen temperatura y presión constantes y, además, generalmente se considera que el sistema en estudio es condensado, es decir que se desprecia la fase vapor. En estas condiciones, las variables independientes son las concentraciones de dos componentes, siendo la concentración del tercero una función de ellas. De acuerdo a la regla de las fases de Gibbs, cuando observa una sola fase en un sistema de tres componentes como el que estudiaremos, los grados del libertad son 4. Por lo tanto, para describirlo completamente habrá que fijar 4 de las 5 variables del sistema (T, P y concentraciones de cada uno de los tres componentes). Como los gráficos de tantas variables son muy difíciles de interpretar, se elige mantener algunas de ellas constantes y graficar las restantes una contra otras. En nuestro caso se trabajará en condiciones de presión y temperatura constantes y se graficará el número de fases del sistema respecto de las concentraciones de sus tres componentes en un diagrama triangular, en unidades de porcentaje en masa. Para un sistema dado de tres componentes líquidos, existirán composiciones para las cuales la solubilidad es completa, resultando la mezcla en una sola fase. Entonces, a P y T cte., serán 2 los grados de libertad, debiendo establecerse dos de las tres concentraciones para describir completamente la situación del sistema. Pero pueden darse composiciones en las cuales se supera la solubilidad y aparecen dos fases inmiscibles, cada una con los tres componentes en cierta proporción. Los diagramas de líquidos ternarios son de considerable valor en problemas de separación y extracción con solventes y gracias a ellos es posible deducir si la separación buscada puede realizarse y en cuales condiciones de operación para lograr resultados óptimos. Los diagramas de líquidos ternarios son de considerable valor en problemas de separación y extracción con solventes y gracias a ellos es posible deducir si la separación buscada puede realizarse y en cuales condiciones de operación para lograr resultados óptimos. La mezcla de tres componentes líquidos, en nuestro caso cloroformo, ácido acético y agua, en distintas proporciones puede dar lugar a la formación de dos fases. En el caso que nos ocupa, el agua y el cloroformo son inmiscibles (es decir, la extensión de su mezcla es prácticamente nula) y sin embargo, el ácido acético es totalmente soluble en cualquiera de los dos productos. Al añadir ácido acético a una mezcla agua-cloroformo se observa que éste se distribuye entre las dos fases al mismo tiempo que aumenta la solubilidad mutua entre las mismas. Este hecho se traduce en que adiciones sucesivas de ácido acético hacen variar la composición de las fases acuosa y orgánica haciéndolas cada vez más semejantes y apreciándose, como característica particular de este proceso, un aumento de volumen de una de las fases y la consiguiente disminución del volumen de la otra hasta que llega a desaparecer una de ellas. Nuestro objetivo es construir y aprender a manejar un diagrama ternario, determinando la curva de solubilidad del sistema ternario por titulación hasta la aparición ó desaparición de dos fases. Esta curva límite separa la zona de composiciones que dan un sistema monofásico de las que dan un sistema bifásico. Esta práctica abarcará las relaciones de solubilidad del sistema de tres componentes como lo son el cloroformo-ácido acético-agua, se trazará el diagrama de equilibrio y se construirá la curva de solubilidad (binodal) para

una temperatura dada y por último se determinarán las composiciones de los puntos críticos y máximos. DESARROLLO EXPERIMENTAL Material y reactivos             

Probetas 100 ml Pipetas de 10 ml Buretas de 50 ml Balanza Matraces Erlenmeyer Vasos de precipitado Soporte Universal Pinzas para buretas Agua destilada Cloroformo Ácido acético Solución de NaOH 0.5N Fenolftaleína

El procedimiento experimental se divide en dos partes: 1. Construcción de la curva de solubilidad (binodal) 2. Construcción de las líneas de unión Determinación de la curva de solubilidad 1.- Colocar 10 ml de cloroformo en un matraz erlenmeyer. 2.- Titular lentamente con agua, agitar intensamente después de agregar cada gota hasta la aparición de turbidez (agitar intensamente después de la adición de cada gota, ya que para este punto solo se necesitan unas cuantas gotas (4 gotas)) tras por lo menos un minuto de intensa agitación. 3.- Transformar los volúmenes empleados en masas mediante las densidades, y número de moles mediante pesos moleculares, de las sustancias a la temperatura de trabajo (T ambiente), mediante la siguiente ecuación: mV

n

m PM

4.- Calcular la composición porcentual en masa del punto y graficarla en un diagrama triangular.

grT= grCH3COOH + grCHCl3 + grH2O % p mx * 100  px grT 5.- Agregar al sistema 2 ml de ácido acético, con lo cual desaparecerá la turbidez, y volver a titular con agua, hasta nueva aparición de turbidez. 6.- Transformar nuevamente los volúmenes en masas (ahora teniendo en cuenta también el ácido acético) y volver a calcular y graficar la composición porcentual en masa. 7.- Continuar procediendo de esta forma hasta llegar al máximo de la curva de solubilidad, tratando de obtener puntos equiespaciados, para lo cual puede ser necesario adicionar sólo de 2 a 3 ml de ácido acético a medida que se avanza, (asegurarse que en cada caso la mezcla pierda la turbidez, hasta alcanzar un volumen máximo de ácido adicionado de 15 ml aproximadamente). 8.- Una vez alcanzado el máximo de la curva, repetir todo el procedimiento pero partiendo de 10 ml de agua y titulando con cloroformo. 9.- Titular lentamente con agua (agitando intensamente después del agregado de cada gota) hasta la aparición de turbidez (lechoso) tras por lo menos un minuto de intensa agitación. NOTA: Cuando la sustancia titulante es el cloroformo un indicador de que se esta próximo al equilibrio es cuando la solución se torna turbia, pero se observa que al dejar de agitar esta se vuelve transparente, por tanto cuando se llega a este punto se continua titulando gota a gota agitando intensamente después de la adición de cada gota, dejar de agitar y ver si en el fondo del matraz existe una pequeña gota de cloroformo sin disolver en ese momento se detiene la titulación anotando el volumen gastado de cloroformo. Determinación de las líneas de unión: 1.- Colocar 10 ml de agua e igual volumen de cloroformo en 3 vasos de precipitado previamente pesados. 2.- Agregar 2, 5 y 10 ml de ácido acético en cada uno de los tres vasos de precipitado, etiquetar como solución 1, 2 y 3 respectivamente, pesar cada solución anotando el valor en la tabla correspondiente. 3.- Transferir la solución 1 a un embudo de separación, agitar vigorosamente y esperar a que las fases se separen. 4.- Mientras se separan las fases, calcular la composición porcentual en masa del sistema y marcar el punto correspondiente en el diagrama triangular (pasos 3 y 4 en determinación de la curva de solubilidad). 5.- Medir (ml) y pesar (gr) cada una de las fases, anotando los datos en la tabla correspondiente. 6.- Transferir aproximadamente 2 ml de cada una de las fases a matraces erlenmeyer, diluir con 20 ml de agua y titular con solución de NaOH (0,5 M), usando fenolftaleína como indicador.

7.- Calcular el porcentaje en masa de ácido acético de las muestras extraídas, marcar los puntos correspondientes en el diagrama y trazar la línea de unión. (Estos dos puntos deben estar alineados con el punto correspondiente a la composición total del sistema). a) Para LA FASE SUPERIOR ACUOSA, por ejemplo para un volumen gastado de NaOH de 0.8 ml, y con los pesos y volúmenes de cada fase, se sabe por el principio de equivalencia que:

VNaOH M NaOH  Va.acético M a.acético por lo que la concentración del ácido acético presente en la alícuota de 2 ml queda como: V M  0.2M 0.8mL * M a.acético  Na OH Na OH  O . 5 M Va.acéticoalícuta 2mL Con el valor de la molaridad (gmol/l) se calcula la cantidad en gramos de ácido acético en la fase superior acuosa como sigue:  gmol   g  Wa.acético fase sup. acuosa  M a.acético     V fase sup acuosa L  gmol PM  L    Wa.acético

fase sup. acuosa

gmol  g    0.2     0.312g  0.026 L  60   L   gmol 

Como la fase superior acuosa esta integrada por ácido acético y agua, por el peso que se tomó de la solución se tiene el valor de esta fase de:

W fase

sup acuosa

 28.27g

Para obtener el porciento de ácido acético en esta fase: Wa.a cético fa se su p. a cu o sa 0.312 g % a.acético fase sup. acuosa  100  100  1.1% W fase sup acuosa 28.27 b) Para LA FASE INFERIOR ORGANICA, se cuenta como datos el volumen gastado de NaoH, el peso y el volumen de esta fase, se procede de la misma forma que en inciso anterior. 8.- Repetir los pasos 3, 4, 5, 6 y 7 para las soluciones 2 y 3.

CURVA DE SOLUBILIDAD Volumen Clorofor (ml)

Volumen Agua (ml)

Volumen Ac.Acético (ml)

10 10 10 10 10 10 10 10

0 3 (2)5 (2)7 (2)9 (2)11 (2)13 (2)15 0 (2)3 (2)5 (2)7 (2)9 (2)11 (2)13 (2)15

10 10 10 10 10 10 10 10

Peso Clorofor (gr)

Peso Agua (gr)

Peso Ac.Acét. (gr)

Peso Solución (gr)

Porcent. Clorofor (%)

Porcent. Agua (%)

Porcent. Ac.Acét. (%)

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Práctica 5: Equilibrio Líquido-Líquido: Sistemas Ternarios

LÍNEAS DE UNIÓN DATOS DE LAS SOLUCIONES Volumen Cloroformo (ml) 10 10 10

Volumen Agua (ml) 10 10 10

Volumen Ac.Acético (ml) 2 5 10

Peso Cloroformo (gr)

Peso Agua (gr)

Peso Ac.Acético (gr)

Porcentaje Cloroformo (%)

Porcentaje Agua (%)

Porcentaje Ac.Acético (%)

Peso F-Acuosa (gr)

Volumen F-Acuosa (ml)

Peso F-Acuosa (gr)

Porcentaje Ac.Acético (%)

Volumen F-Orgánica (ml)

Peso F-Orgánica (gr)

Porcentaje Ac.Acético (%)

FASE ACUOSA Volumen NaOH (ml)

Concent. NaOH (M)

Volumen Ac.Acético (ml) 2 2 2

Peso Solución (gr)

Concent. Ac.Acético (M)

FASE ORGÁNICA Volumen NaOH (ml)

Concent. NaOH (M) 10 10 10

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Volumen Ac.Acético (ml) 2 2 2

Peso Solución (gr)

Concent. Ac.Acético (M)

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Peso F-Orgánica (gr)

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Recomendaciones 





Hay que ser muy cuidadoso al momento de utilizar el ácido acético, debido a que este es muy volátil, así que para la obtención de unos resultados óptimos es necesario que antes de verter la cantidad del ácido en la bureta para la valoración, la mezcla de acetato y de agua esta lista para titularse. Seria favorable para aumentar nuestros conocimiento de los comportamientos de sistemas de tres líquidos con un par parcialmente miscibles, trabajar a diferentes temperaturas, y así observar la variación de la curva de solubilidad a una temperatura alta con respecto a una menor. Realizar experimentos con sistemas de tres líquidos con dos pares parcialmente solubles, dos líquidos parcialmente soluble y un sólido y tres pares parcialmente solubles. ANEXO 1 Tratamiento de datos: Consiste en obtener la curva de solubilidad y las líneas de unión y debe hacerse en forma paralela a la parte operativa. Ubique en el vértice superior el 100% de ácido acético, en el vértice izquierdo el 100% de agua y en el derecho el 100% de cloroformo. Asegúrese de comprender su significado y funcionamiento. Ubique en los lados correspondientes al punto que indica la concentracion en % m/m de la solucion de partida que acaba de preparar. Punto de saturación en el sistema ternario: Pesar nuevamente el erlenmeyer con la solución de ácido acético en agua (o de ácido acético en cloroformo). Titular la solución de acético en agua con cloroformo (o bien la solución de ácido acético en cloroformo, con agua) vertiendo gota a gota desde una bureta de 10ml, con buena agitación hasta un punto de turbidez permanente. Es el punto de saturación del sistema ternario, a partir del cual se separan dos fases. Pesar nuevamente el erlenmeyer y calcular por diferencia la masa de cloroformo (o de agua) agregada hasta llegar a ese punto de saturación. Calcular la nueva composición porcentual del sistema. Registrar todos los datos en su tabla. Ubicar ese punto en el diagrama ternario. Recopilación de datos: En cada repetición del procedimiento descrito, cada alumno o grupo de alumnos habrá determinado uno de los puntos que pertenecen a la curva de solubilidad del sistema aguaácido acético-cloroformo a presión y temperatura constantes. Ubicando todos los datos experimentales en un gráfico común a todos los grupos, podrá dibujarse la curva más probable que separa en el diagrama las zonas de composiciones que resultan en una sola fase de aquellas que resultan en sistemas bifásicos. Cada grupo agregará a su propio diagrama ternario la curva límite común, indicando el número de fases en cada zona, las unidades de composición en los ejes, y la temperatura y presión a la que fue realizada la experiencia (esto es, en la que el diagrama es aplicable).

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Práctica 5: Equilibrio Líquido-Líquido: Sistemas Ternarios ANEXO 2: Cálculos típicos de la composición de las mezclas de tres componentes. Ácido Acético: ρCH3COOH= 1.050 gr/ ml PMCH3COOH= 60 gr/ mol Cloroformo: ρCHCl3= 1.48 gr/ ml PMCHCl3= 119.4 gr/ mol Agua: ρH2O= 1.00 gr/ ml PMH2O= 18 gr/ mol Calculo de las líneas de Unión: Para la fase orgánica formada por cloroformo y agua Para la disolución: nNaOH= [NaOH] * V si VNaOH = 5.4 ml = 0.0054 L

nNaOH= Para la fase acuosa formada por agua y cloroformo: nNaOH= [NaOH] * V si VNaOH = 4.8 ml = 0.0048 L nNaOH=

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las fracciones molares serán: Xfor=

0.47059

Xfac=

0.52941

Los porcentajes en peso serán: Disolución # 1:

REPORTES DE PRÁCTICAS DE

LABORATORIO En equipo: 50%        

Carátula bien definida, destacando el título completo de la práctica y nombres de alumnos que conforman el equipo. Objetivos que se persiguen en la práctica y una breve relación de los pasos a seguir para lograrlos (no tiene que ver con el desarrollo experimental) ejemplo: relación que se estudia, ecuación que se aplica, etapas de que consta el trabajo. Introducción (no copiar de la práctica ni de internet). Procedimiento experimental (diagramas con dibujos si son necesarios) Gráficas (si se piden o si son necesarias). Cálculos y resultados (los necesarios y bien desarrollados) Diagramas (si son necesarios) Observaciones (deben redactarse solo en los casos en los que se haya producido un cambio significativo o dificultad en el desarrollo experimental, lo cual deberá tenerse en cuenta al elaborar las conclusiones).

Individual: 50%

1. 

Conclusiones

IMPORTANTE las conclusiones deberán ser redactadas de manera individual por cada estudiante, lo que permitirá al mismo realizar un análisis profundo de sus resultados. En las conclusiones deberá tocars e los siguientes puntos (teniendo en cuenta las características propias de la práctica realizada). a. Correspondencia de los resultados obtenidos con los esperados o con valores teóricos, si corresponden entre si, si son lógicos o no según e procedimiento realizado. b. Información práctica o teórica que brindan estos resultados. c. Si quedó demostrado lo que se pretendía. d. Si los resultados no son apropiados, o no son los esperados, deben evaluarse las posibles causas que provocan estos resultados. e. Las conclusiones deben estar escritas a mano, en tinta y letra clara, evitando tachaduras y borrones o cualquier otra manifestación de descuido en su presentación. f. Las conclusiones deberán ir al final del reporte en equipo y tener nombre y firma del alumno correspondiente. NO SE ACEPTAN CONCLUSIONES QUE: i. describan lo que se hizo en la práctica: ejemplo: primero se arrancó la bomba de vacío luego se comenzó a calentar el líquido en el hervidor luego… eso NO es conclusión. ii. exponga lo que se aprendió en la práctica: ejemplo: en la práctica aprendí a calcular el calor de vaporización…. Eso NO es conclusión. iii. que sean párrafos de libros…. Deben ser conclusiones de cada alumno no del libro. iv. que sean muy largas o muy cortas. (tres conclusiones como mínimo utilizando aproximadamente 1 cuartilla por las tres) v. que sean muy parecidas a las de los demás compañeros (redacción) 1. Los alumnos que presenten conclusiones que sean de ese estilo tendrán calificaciones reprobatorias y no se les podrá tomar en cuenta otra conclusión de la misma práctica. 2. Aquellos alumnos que presenten muy buenas conclusiones en la primer práctica y tengan calificaciones mayores del 95% se abstendrán de presentar conclusiones en las prácticas siguientes, no así tendrán que seguir ayudando a sus compañeros de equipo, tanto en la práctica y en los reportes de prácticas. 3. Se califica también la redacción y ortografía.

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Práctica 5: Equilibrio Líquido-Líquido: Sistemas Ternarios ORIENTACIONES PARA EL TRABAJO DEL LABORATORIO. Son de estricto cumplimiento las siguientes medidas y orientaciones: 1. Encontrarse en el área de actividad de laboratorio a la hora indicada para su comienzo. 2. Haber estudiado previamente los aspectos teóricos correspondientes y los pasos a seguir en la práctica, conociendo el motivo por el cual se realizará cada uno de ellos (se hará un examen antes del comienzo de la práctica teniendo validez en la evaluación final) aquella persona que no conteste correctamente no tendrá derecho a realizar la práctica. 3. Traer las Hojas de Seguridad de los reactivos utilizados en la práctica (obligatori o haberlo leído con anticipación) 4. Entregar el informe correspondiente de la práctica anterior. 5. No portar anillos y otras prendas que puedan afectarse por contacto con ácidos u otros reactivos. 6. Pedir permiso para abandonar el área de laboratorio siempre y cuando haya un motivo justificado e impostergable para ello. 7. Permanecer en su puesto de trabajo durante la sesión de la práctica. 8. Mantener únicamente en la mesa de trabajo los materiales de laboratorio necesarios para realizar la práctica. 9. Minimizar condiciones de riesgo. 10. Dejar limpio y ordenado el puesto de trabajo una vez finalizada la práctica; y pedir inspección del profesor en turno. 11. Se prohíbe fumar e ingerir alimentos durante la sesión de práctica. 12. Cumplir con todas las medidas de protección y seguridad en el laboratorio entre las que se encuentran: a. Utilizar bata de laboratorio. b. Utilizar lentes de seguridad. c. Utilizar mascarilla de seguridad cuando así se requiera. d. Evitar utilizar pupilentes mientras se realiza la práctica. e. Evitar que se derramen los reactivos sobre la mesa de trabajo. f. Evitar utilizar mas reactivo del necesario. g. Evitar pipetear reactivo de su envase original (evitar contaminaciones, en tal caso no vaciar mas reactivo del necesario en un vaso de precipitado) h. No pipetear con la boca. i. Informar al profesor en turno cuando haya ocurrido un accidente o incidente durante la práctica. j. No conectar equipos eléctricos sin la previa autorización del profesor corroborando siempre que el voltaje del equipo corresponda con el voltaje de la línea a la cual se conecta. 13. Realizar un buen TRABAJO EN EQUIPO. PARA LA REALIZACIÓN DEL TRABAJO EN EL LABORATORIO ES NECESARIO: Papel toalla (1 rollo por equipo). Jabón (1 bolsa o envase por grupo) Guantes para lavar material (un par por equipo) Escobillón (3 diferentes tamaños por grupo (vaso de pp, pipeta, bureta, embudo, etc.)) Franela (1 por grupo) Guantes de Látex (15 – 20 pares por grupo)

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