TRABAJO COLABORATIVO 2 FISICOQUÍMICA
PRESENTADO POR CLARIZA MERCEDES QUIGUANAS 34330788 LIZETH ADRIANA FERNÁNDEZ OBANDO 1.061.741.531 JAHIR BASTIDAS 1082746161 ALEJANDRA CAROLINA HERNANDEZ 1094274389 JHOAN DAIBAN CORREA RUBIO
PRESENTADO A ANGELLI ARIAS TUTORA
GRUPO: 201604A_288
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y ADISTACIA UNAD 3 NOV 2016
INTRODUCCION
Teniendo en cuenta que la fisicoquímica reúne los datos necesarios para la definición de las propiedades y características de los gases, líquidos, sólidos, soluciones, y dispersiones coloidales a fin de sistematizarlos y darles un fundamento teórico, también establece las relaciones de energía en las transformaciones físicas y trata de predecir en que magnitud y con qué velocidad se producen.
Para realizar este propósito la fisicoquímica utiliza enfoques microscópicos y macroscópicos, estableciendo leyes, modelos y postulados que permiten explicar y predecir los fenómenos estudiados, de hecho, esta ciencia es un campo donde la física y la matemática se aplican ampliamente en el estudio y la resolución de problemas relacionados con los procesos químicos de interés. Pero, además, se apoya ampliamente en la experimentación, cuyas técnicas y métodos juegan un papel tan determinante como las leyes y métodos matemáticos.
El trabajo colaborativo 2 es la aplicación de los conocimientos adquiridos en la segunda unidad del curso, se propone desarrollar unos ejercicios que involucran los equilibrios de fase; dentro de esta encontramos la ley de Raoult establece que la relación entre la presión de vapor de cada componente en una solución ideal es dependiente de la presión de vapor de cada componente individual y de la fracción molar de cada componente en la solución. La ley de Henry dice que, a una temperatura constante, la cantidad de gas disuelta en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial que ejerce ese gas sobre el líquido. De la misma manera utilizamos en el desarrollo de los ejercicios la ecuación de VantHoff y el principio de Chatelier
OBJETIVOS
Objetivos generales
Desarrollar los ejercicios planteados en el trabajo colaborativo numero 2 Aplicar los conocimientos estudiados en la unidad 2 Aportar los ejercicios resueltos para consolidación final Objetivos específicos
Reconocer las diferentes leyes para las relaciones de las presiones y temperatura Desarrollar individualmente los ejercicios Generar un análisis con los compañeros en la solución de los ejercicios
1.
Para la siguiente reacción: El valor de la constante de equilibrio a una determinada temperatura es Kc=70. Si al momento de inicial la reacción se ponen 0.8 moles de A y B (iguales cantidades), en un recipiente de 3.0L:
a. Cuál será la concentración de todas las especies cuando alcance el equilibrio? b. Analice la respuesta
a.
Reacción A + B→ C+ D
I C
0.8 0.8 0 0 -X -X XX (0.266-X) (0.266-X) → X+X
E K C=
[ C ][ D ] x∗x → 70= (0.266−x )(0.266−x) [ A ][ B ]
√ 70=
√
x2 x → 8.36= 2 ( 0.266−x ) ( 0.266−x )
8.36 ( 0.266−x ) =x 2.23−8.36 x =x
2.23=x +8.36 x → x=
2.23 =0.266 8.36
Las concentraciones para todas serán iguales, para que se cumpla la estequiometria.
2. Se coloca una mezcla de 0.500 moles de H2 y 0.500 moles de l2 en un recipiente de acero inoxidable de 1.0L de capacidad a 430 c. la constante de equilibrio para la siguiente reacción es de 54.3 a esa temperatura:
H2 + I2 ¿ 2 Hl
Calcule las concentraciones de
H 2 , l2 y H I
en el equilibrio
Cuál será la constante de equilibrio para la siguiente reacción a 450 c.
2HI ¿ H 2+ I 2
kC =
[ HI ]
2
[ H2] [I 2]
54.3=
(2 X )2 (0.500−X )(0.500−X )
X =0,393 M
Concentraciones en el equilibrio.
[ H 2 ]=0,5−x=0,5−0,393=0,107 M [ I 2 ] =0,5−x=0,5−0,393=0,107 M [ HI ] =2 X =2. 0,393=0,786 M
3. A 0ºC y una presión de O2 de 1,0atm, la solubilidad del O2 g en agua es 48.9 mL/L ¿Cuál es la molaridad del O2 en una solución acuosa saturada cuando el O2 está sometido a su presión parcial normal en aire de 0.2095 atm? Solución: a) Molaridad de O2 , T = 0ºC (273 K), Po 2=1.0 atm
1.0 atm∗0.0489 L atm∗L 0.0825 Mol∗K M= =2.18 x 10−3 M 1.0 L Sln
b) Aplicación de la ley de Henry, (calcular constante): P2=k c 2
k=
P2 1 atm atm = =458.72 −3 c 2.18∗10 M
Entonces:
c=
P2 0.2095 atm = =4.57 x 10−4 M k atm 458.72 M −4
4.57 x 10 M
Es la concentración de O2 bajo las nuevas condiciones.
4. ¿Qué peso de glicerina debe agregarse a 1000g de agua a fin de hacer descender su punto de congelación 10°C?
El punto de congelación de un líquido puro es la temperatura a la cual el sólido y el líquido están en equilibrio térmico. A esta temperatura la presión de vapor del sólido y el líquido es la misma. Como la presión de vapor del solvente en la solución es menor que la del solvente puro a esa temperatura, el punto de congelación de una solución es más bajo que el del solvente puro. ∆ T cong =K eb × m T cong−agua=0 ° C
K cong−agua =1,86
m=
∆ T cong = K eb
° Ckg mol
10 ° C 5,38 mol = ° Ckg kg 1,86 mol
5,38 mol glicerina 92,09 g 495,1 g × = kg 1mol kg
5.
Para la siguiente reacción, la constante de equilibrio a una temperatura de 950°F es de Kc = 3.5
a. Calcule el valor de Kp para la misma reacción. 5 ° C= (° F−32 ) 9 5 ° C= ( 950−32 ) 9 5 ° C= ( 918 )=510 9 K=° C+273 K=510+273=783 K
∆ n=4−2=2 K p=K c ( RT )
∆n
K p=3,5 ( 0,082∗783 )2 K p=3,5∗4122,41 K p=14.428,44
b. Si las presiones parciales del metano y del vapor de agua al inicio de la reacción son de 5000mmHg, ¿cuáles serán las presiones parciales de todas las sustancias involucradas al llegar al equilibrio? PCO∗¿ P PC H ∗PH K c= ¿ H2
4
2
O
PCO∗¿ P 5000 mmHg∗5000 mmHg 3,5= ¿ H2
CO∗¿ PH = 2
5000 mmHg∗5000 mmHg 2 =7.142 .857,14 ( mmHg ) 3,5 P¿
PCO =√ 7.142.857,14 ( mmHg ) =2672,61 mm Hg 2
PH = √7.142 .857,14 ( mmHg ) =2672,61 mm H 2
2
6. Determine las fases presentes, la composición de cada fase, y la cantidad de cada fase en % para el cerámico MgO-FeO y 2000°C:
a) MgO-25 % FeO Si ubicamos el punto correspondiente a 2000°C y 25% FeO observamos que la muestra corresponde a un sólido con 25% FeO b) MgO- 80 % FeO Co= 45% CL= 66% Cs= 40%
En este caso las dos fases están presentes (solución líquida y solución sólida). La proporción de fase sólida en la masa total está dada por msol C L−C0 = =80,77 mtot C L −C s
Liquido = 1-solido = 19,23 %
Si nos preguntamos cómo es la apariencia de la microestructura, podemos suponer que el área de cada fase debería corresponder a la fracción de volumen de la misma por lo tanto deberíamos tener la información de las densidades. Aproximadamente podemos decir que sólo un quinto (19,23 % peso) de la muestra está como líquido y el resto es sólido.
7. Se añaden 18g de un soluto a 98g de agua a 25 ºC. La presión de vapor del agua pura es de 23.76mmHg y la presión de vapor de la solución es de 22.41mmHg. Calcule: a. El peso molecular del soluto. b. La cantidad que se necesita de este soluto en 98 g de agua para reducir la presión de vapor a la tercera parte del valor para el agua pura.
Solución No volátil No disocia
Soluto
H2O solvente PsteH2O a 25 C°
23,76 mmhg
Psln a 20 C°
22,41 mmhg
wsto= 18 gsto wste= 98gste *
1 Kgste 1000 gste
= 0,098Kgste
Psln= Pste = 22,41 mmhg ∆P = Pste-Psln∆P = 23,76 mmhg - 22,41 mmhg = 1,35 mmhg ∆P = Xsto* PsteDespejamos Xsto Xsto=
∆P P ste
=
1,35 mmhg 23,76 mmhg
= 0,0568
Hallamos las moles del solvente
nste=
w ste PM ste
98 gste g ste 18 mol
=
= 5,44 molste
Hallamos la fracción molar del soluto (Xsto) Xsto=
n sto nsln
n sto nsto+nste
=
Despejamos nsto
Xsto* (nsto+ nste ) = nstoMultiplicamos termino a termino nsto*Xsto+nste*Xsto= nsto
Agrupamos términos
nsto - ( nsto*Xsto)= nste*Xsto
Sacamos factor común de nsto
nsto ( 1 - Xsto) = nste*Xsto nsto=
n ste∗X sto (1−X sto)
nsto=
5,44 mol∗0,0568 (1−0,0568)
Remplazamos los valores
= nsto =
0,308 mol 0,943
= 0,326 mol
Tenemos nsto y wstohallamos PMsto nsto=
w sto PMsto w sto nsto
PMsto=
Despejamos PMsto
=
18 g sto 0,326 molsto
g = PMsto= 55,21 mol
8. Una Solución compuesta de 10 g de soluto orgánico no volátil en 100 g de éter di etílico tiene una presión de vapor de 426.0 mm a 20°C. Si la presión de vapor del éter puro es de 442.4 mm a la misma temperatura. ¡Cual es el peso molecular del soluto? Solución: Determinamos el peso molecular del soluto orgánico no volátil mediante:
w sto 10 g = M sto M
n sto=
10 M
Éter di etílico (solvente) w sto 100 g = M sto 74,12 g/mol
n sto=
100 mol 74,12
A partir de
p= p0 (1−X s )
∆p =X s po p o− p =X s po 10 442.2 mm−426.0 mm M = 442.2 mm 10 100 + M 74,12
¿
10 M
16.2 g = 442,2 10 +1,349 M
0,037=
10 M 10 + 1,349 M
( 10M + 1,349)= 10M
( 0,037 ) =
0,37 10 + 0,05= M M
0,05=
M=
10 0.37 − M M
9,63 =192,6 g/mol 0,05
9. En un sistema en equilibrio como se muestra en la siguiente reacción: Las concentraciones iniciales son Sb2O5 = 3 moles, Sb2O3 = 5 moles y O2 = 5 moles. Calcule la concentración de todos los componentes cuando se añaden 3 moles de Sb2O5 Kc=
[ S b2 O3 ][ O2 ] [ S b 2 O5 ]
Kc=
[ 5 ] [5 ] =8,3333 [ 3] S b2 O5
Inicio Gasto Producción Equilibrio
3 +3 mol -x 6-x
↔
❑
S b2 O3
O2
5 mol
5 mol
+x 5+x
+x 5+x
8,3333=
[ 5+ X ][ 5+ X ] [ 6−x ]
8,3333 [ 6−x ] =25+10 X + X 2 X 2 +18,3333 X−25=0 X=
−18,3333 ± √ 336,11+100 =¿ 2
X=
−18,3333 ±20,8832 2,5499 = =1,27495 2 2
[ S b2 O5 ]final=
6 mol 1,27495 mol − =4,725 M 1L 1L
[ S b2 O3 ]final=
5 mol 1,27495 mol + =6,27495 M 1L 1L
[ O2 ]final=
5 mol 1,27495 mol + =6,27495 M 1L 1L
10. un recipiente de 5 litros se introducen 3 moles de S O2(g) y 2,5 moles de O2(g ) para producir S O3 (g) Este sistema se calienta a 500°C. En el equilibrio se encuentra 1 mol de S O2(g) a) Calcular las concentraciones en equilibrio. Primero se debe balancear la fórmula: 2 S O2 (g) +O2(g ) ↔ 2 S O3 (g)
Inicio Gasto Producción Equilibrio
2 S O2 (g)
O2(g )
3 mol -2 mol
2,5 mol -1 mol
1 mol
1,5 mol
↔
❑
2 S O3 (g) 0 +2 mol 2 mol
[ S O3 ]=
2 mol =0,4 M 5L
[ S O 2 ]=
1 mol =0,2 M 5L
[ O2 ]=
1,5mol =0,3 M 5L
b) Calcular Kc y Kp 2
2 [ S O3 ] [ 0,4 ] 0,16 Kc= = = =13,33 2 2 [ S O2 ] [ O2 ] [ 0,2 ] [ 0,3 ] 0,012
K p=K c ( RT )∆ n Debemos convertir los °C a Kelvin K=° C+273,15 K=500+273,15=773,15 K
Ahora debemos hallar
∆n
∆ n=2−3=−1 −1
K p=13,33 ( 0,082∗773,15 )
K p= K p=0,2102
13,33 =0,2102 63,3983
11. Una solución contiene 5.0g de un soluto orgánico por 25.0g de CC l 4 y hierve a 81.5 ° C
a la presión atmosférica. ¿Cuál es el peso molecular de soluto?
Constante ebulloscopia = 4,95 K Kg mol-1
12. Sobre una solución acuosa que obedece la ley de Raoult, la humedad relativa es igual a la fracción molar del agua en la solución. Los líquidos A y B forman una solución ideal. A 45ºC, la presión de vapor de A y B puros es de 56mmHg y de 78mmHg, respectivamente. Calcule la composición del vapor en equilibrio con una solución que contiene 34% en moles de A la misma temperatura.
XA= 0.34→ XB= 1 – XA= 0.66 Aplicando Ley de Raoult
PA= P°A *XA= 0.34 x 56 mmHg = 19.04 mmHg PB= P°B *XB= 0.66 x 78 mmHg = 51.48 mmHg PT= PA +PB= 19.04 mmHg + 51.48 mmHg = 70.52 mmHg YA= 19.04/70.52 = 0.269= 26.9 % YB= 51.48/70.52 = 0.731= 73.19 13. Una solución contiene 5g de urea (M = 60.06g/mol) por 100g de agua. ¿Cuál será la presión de vapor de esta solución a 25°C? La presión de vapor del agua a esta temperatura es 23.756 mmHg. SOLUCION
1. P Solucion =0.985∗23.756=23.40 mmHg Una solución contiene 5g de urea (m= 60.06) por 100g de agua. Cuál será la presión de vapor de esta solución a 25 ºC? la presión de vapor del agua a esta temperatura es 23.756 mmHg Datos: 5 gr de urea (m = 60.06) Masa soluto 100 gr de agua
Masa de solvente
25°C=23.756 mmHg
Presión de vapor de solvente
P1=X 0∗P0 Calcular la fracción molar ∆P=* P° - P =P° N2 ∆p=P° x [(5g/60.06)/(100g/18.016+5/60.06) ∆p=25 x 0.014779 ∆P=0.35108 mm P= P° -∆P
P=23.756- 0.369 P=23.39 mm
14. Determine la temperatura de fase líquida, y la temperatura de fase sólida y el intervalo de temperatura de congelación para las siguientes composiciones del cerámico MgO-FeO
a) MgO-25 % FeO Temperatura en fase liquida = 2590°C, Temperatura en fase solida = 2240°C, Intervalo de temperatura de congelación = 2590-2240°C b) MgO-45 % FeO Temperatura en fase liquida = 2330°C, Temperatura en fase solida = 1920°C, Intervalo de temperatura de congelación = 2330-1920°C c) MgO–60% FeO Temperatura en fase liquida = 2010°C, Temperatura en fase solida = 1630°C, Intervalo de temperatura de congelación = 2010-1630°C d) MgO-80 % FeO Temperatura en fase liquida = 1730°C, Temperatura en fase solida = 1470°C, Intervalo de temperatura de congelación = 1730-1470°C
15. 2. A 25º C, 10,50 litros de N2 puro, medidos a 760 mm de Hg, pasan por una solución acuosa de un soluto no volátil, y la solución pierde 0,2455 g en peso. Si la presión total sobre la solución es también 760 mm de Hg, ¿Cuál es la presión de vapor de la solución y la fracción molar del soluto? SOLUCION Datos dados: T = 25ºC Volumen del solvente (N2)= 10,50 Litros Presión del solvente (Pº) = 760 mm Hg Peso que pierde la solución = 0,2455 g Peso molecular del (N2)= 14,006 Densidad del (N2)= 1,250 kg/m3 → Revisar unidades de los datos y hacer conversión (si es necesario) Se convierte el volumen del solvente en masa, utilizando la ecuación de densidad: d=
m → m=d . v v
10,50litros ×
1 m3 =0,0105 m3 1000 litos
m=0,0105 m3 × 1,
0,0131 kg ×
250 kg =0,0131kg 3 m
1000 g =13,125 g 1 kg
→ la presión es:
0
0
∆ P=P −P=P N 2
¿ P0
[
(W 2 / M 2) ( W 1 /M 1 ) + ( W 2 /M 2 )
]
Dónde: W1 y M1 son: Peso y Peso Molecular respectivamente del Solvente (N2). W2 y M2 son: Peso y Peso Molecular respectivamente del Soluto.
Se despeja de la ecuación , no está el dato M2: M 2=
W2
( ( W 1 / M 1 ) +W 2 )
=
0,2455 =0,2076 ( 13,125/14,006 ) +0,2455
→ Con el dato anterior, más lo datos dados, se reemplazan en la ecuación: ∆ P=P 0−P=P0 N 2
¿ P0
[
¿ 760
(W 2 / M 2) ( W 1 /M 1 ) + ( W 2 /M 2 )
[
]
( 0,2455/0,2076) (13,125/14,006)+(0,2455/0,2076)
]
¿ 760× 0,558=424,08 mm Hg
P=P−∆ P P=760 mm Hg−424,08mm Hg=335,92 mm Hg
→ Para calcular la fracción molar del soluto, se utiliza la siguiente ecuación:
P=P0 N 1 Despejando N1, la ecuación queda: N 1=
P P0
→ Reemplazar valores: N 1=
335,92 =0,442 760
→ Finalmente, la presión de vapor de la solución es 335,92 mm Hg y la fracción molar del soluto es 0,442
CONCLUCIONES
Con base en el desarrollo del taller y con conocimientos previos acerca del tema de equilibrio entre fases para una sustancia pura, pudimos comprender de una mejor forma cómo se mantiene el equilibrio entre estas, es decir, para que exista un equilibrio entre dichas fases depende directamente de dos propiedades que son la temperatura y la presión dado que son directamente proporcionales.
Finalmente se tuvo en cuenta cada uno de los conceptos básicos presentados en la guía para la realización de los ejercicios y la orientación presentada en algunos de ellos, de acuerdo al enlace adjunto a los ejercicios.
La presión y la temperatura describen las características de las soluciones en sus cambios de fase, dando valores parciales y finales de las propiedades de las soluciones.
BIBLIOGRAFÍA
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- Apuntescientificos.org,. (2015). Modelos Fisicoquímicos. Recuperado de http://apuntescientificos.org/modelos.html .
