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Aquí tienes un resumen de los puntos principales sobre el equilibrio de fases en disoluciones, la solubilidad de sales en agua y los factores termodinámicos involucrados:
En una disolución binaria saturada en equilibrio con su sólido puro a temperatura (T) y presión (P) constantes, el potencial químico del soluto en disolución (\( \mu_{\text{soluto disuelto}} \)) debe igualarse al del sólido puro (\( \mu_{\text{soluto puro}} \)), lo que se expresa como:
El potencial químico de un soluto disuelto depende de la fracción molar (\( X \)) y se ajusta con la ecuación de potencial químico para una disolución, involucrando la constante de los gases (\( R \)) y la temperatura.
Solubilidad y Ley de Henry en Soluciones Diluídas
En soluciones ideales y diluidas, el comportamiento del soluto obedece la Ley de Henry, donde se puede expresar la solubilidad en función de la entalpía de disolución molar infinita (\( \Delta H_{\text{sol}}^\infty \)) y la temperatura.
Efecto de la Temperatura sobre la Solubilidad
Según el principio de Le Chatelier, la solubilidad de un sólido en agua aumenta con la temperatura si el proceso de disolución es endotérmico (absorbe calor), y disminuye si es exotérmico (libera calor).
El sulfato sódico (\( \text{Na}_2\text{SO}_4 \)) se disuelve endotérmicamente hasta los 32 °C, luego su solubilidad cambia con la forma anhidra que se disuelve exotérmicamente.
El cloruro sódico (\( \text{NaCl} \)) tiene un cambio de entalpía de disolución casi nulo, lo que explica su solubilidad constante con la temperatura.
Calor de Disolución
La entalpía de disolución (\( \Delta H_{\text{disolución}} \)) de una sustancia se calcula como la diferencia entre el calor de sublimación del sólido (energía reticular) y el calor de hidratación de los iones.
– Energía reticular: Energía requerida para separar los iones de un cristal en fase gaseosa.
– Calor de hidratación: Calor liberado al hidratar los iones gaseosos, que aumenta con menor radio iónico y mayor carga.
– Ejemplo: La alta energía reticular del cloruro de plata (\( \text{AgCl} \)) comparado con su bajo calor de hidratación explica su baja solubilidad.
Regla de las Fases de Gibbs
– Para un sistema como la disolución saturada de cloruro sódico en agua, en presencia de un sólido, la regla de las fases se aplica como:
donde \( L \) es el número de grados de libertad (variables necesarias para definir el sistema), \( C \) el número de componentes, y \( F \) el número de fases.
En una solución subsaturada de NaCl en agua, existen dos grados de libertad (temperatura y composición), mientras que, en una solución saturada en equilibrio con el sólido, hay solo un grado de libertad: la solubilidad depende únicamente de la temperatura.
Materiales
- 4 Erlenmeyer de 250 ml
- Bureta con soporte de 50 ml.
- Pipetas
- Termostato
- Termómetro
- Embudo
- Papel de filtro
Reactivos
- Ácido benzoico
- Fenolftaleína
- Hidróxido de sodio
Procedimiento
Preparación de las Muestras
- Colocar aproximadamente 2 gramos de la muestra problema (ácido benzoico) en cada uno de los 4 Erlenmeyers.
- Disolver cada muestra en 200 mL de agua destilada.
- Calentar suavemente cada solución hasta ebullición y mantenerla así durante 10 minutos para asegurar la disolución completa.
- Dejar enfriar cada solución hasta que su temperatura sea unos 10 °C superior a la del baño termostático al que se van a introducir.
Ajuste de Temperaturas y Equilibrio de Saturación
Colocar cada erlenmeyer en un baño termostático a diferentes temperaturas: 30 °C, 35 °C, 40 °C y 45 °C.
Dejar cada muestra en el baño durante aproximadamente 1 hora, asegurando que cada solución alcanza el equilibrio térmico y la saturación.
Titulación para Determinar Solubilidad
Utilizar una disolución de hidróxido de sodio 0.05 M previamente estandarizada para valorar cada solución saturada. Haga la determinación sin retirar los erlenmeyer de los baños termostatados.
Agregar fenolftaleína como indicador, que cambia de color en presencia de una base, permitiendo detectar el punto de equivalencia.
Repetir la valoración un poco después para confirmar que la solución permanece saturada.
Registrar el volumen de hidróxido de sodio empleado en cada ensayo
Después del laboratorio
Calcular las moles de hidróxido de sodio y agua del experimento. Calcular la fracción molar del ácido benzoico en solución empleando las moles del hidróxido de sodio y las moles totales del sistema.
Graficar el inverso de la temperatura en escala absoluta (1/K) contra la fracción molar del ácido.
Ajustar una ecuación con base a los datos graficados empleando mínimos cuadrados y determinar su pendiente
Como citar este artículo:
APA: (2025-02-19). Calor de disolución por concentraciones. Recuperado de https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/calor-de-disolucion-por-concentraciones/
ACS: . Calor de disolución por concentraciones. https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/calor-de-disolucion-por-concentraciones/. Fecha de consulta 2025-05-15.
IEEE: , "Calor de disolución por concentraciones," https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/calor-de-disolucion-por-concentraciones/, fecha de consulta 2025-05-15.
Vancouver: . Calor de disolución por concentraciones. [Internet]. 2025-02-19 [citado 2025-05-15]. Disponible en: https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/calor-de-disolucion-por-concentraciones/.
MLA: . "Calor de disolución por concentraciones." https://quimicafacil.net/manual-de-laboratorio/calor-de-disolucion-por-concentraciones/. 2025-02-19. Web.
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