buena tarea de quimica

Prácticas de Química.

Determinación de entalpías
de vaporización

I. Introducción teórica y objetivos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

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II. Desarrollo experimental . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

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III. Tratamiento de los datos experimentales . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . .

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IV. Evaluación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

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I. Introducción teórica y objetivos

Supongamos que tenemos un sis-

tema formado por una fase líquida y una fase vapor de una determinada sustancia pura y que ambas fases se encuentran en equilibrio, es decirque el número
de moléculas que abandonan el líquido y retornan a él por unidad de tiempo
es el mismo. Existe una ecuación diferencial que se puede aplicar a todos los
equilibrios de fase y que se conoce como ecuación de Clapeyron. En el caso
particular de un equilibrio líquido-vapor, si se trabaja a una temperatura alejada
de la temperatura crítica, temperatura a partir de la cual ya noexisten diferencias entre líquido y vapor, se puede suponer que el volumen de la fase gas es
mucho mayor que la de la fase líquida. Además si la presión de vapor no es
muy alta, podemos suponer que la fase vapor se comporta como un gas ideal
y cumple la relación P V = nRT . Cuando se imponen ambas condiciones a la
ecuación de Clapeyron se obtiene la ecuación de Clausius-Clapeyron,
∆Hv
d ln P
=dT
RT 2

(1)

donde R es la constante de los gases ideales, T la temperatura absoluta del
sistema, P la presión de vapor y ∆Hv la entalpía o calor de vaporización molar
de la sustancia. Presión de vapor es la presión ejercida por el vapor saturado
que está en equilibrio con el líquido a una temperatura dada; su valor depende
de la naturaleza del líquido y la temperatura (a medida queaumenta la temperatura, aumenta la presión de vapor). Entalpía de vaporización es la energía
que hay que comunicar a las moléculas de la fase líquida para que pasen a la
fase gas. La integración indefinida de la Ecuación (1) bajo la suposición de que
∆Hv es constante en el intervalo de temperaturas y presiones de trabajo, da
como resultado
∆Hv
+ Const.
(2)
ln P = −
RT
Si, efectivamente, ∆Hvfuera constante, la representación gráfica de ln P frente
a 1/T debería ser una línea recta con pendiente −∆Hv /R. En ese caso, determinando la pendiente se puede calcular ∆Hv . Para construir la gráfica es
necesario determinar la presión de vapor del líquido a diferentes temperaturas.
Esto se puede hacer de forma sencilla realizando experimentos en los que el
líquido se lleva a ebullición. Dichosexperimentos se basan en el hecho de que
el líquido alcanza el punto de ebullición cuando la presión de vapor es igual a
la presión externa impuesta sobre el líquido. De este modo, si se fija la presión
externa, se calienta el líquido, y se mide la temperatura cuando éste comience a
ebullir tendremos datos de la temperatura y la presión de vapor correspondiente
(ya que ésta no será más que lapresión externa impuesta experimentalmente).
El objetivo de la presente práctica es aprovechar la relación entre P , T
y ∆Hv para determinar valores de entalpía de vaporización molares midiendo
puntos de ebullición a presiones por debajo de la atmosférica, situación en la
que se pueden aplicar las hipótesis simplificadoras comentadas anterioremente.

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II. Desarrollo experimentalInstrumentación
Cada grupo dispone de un montaje experimental como el que aparece en
la Figura 1.

Figura 1: Dispositivo instrumental.

El aparato consta de:
una bomba de vacío.
un manómetro de mercurio abierto en un extremo y conectado por el otro extremo al interior del sistema para medir la diferencia de presión del sistema con
la presión atmosférica.
un sistema de gomas que conectan...