Calor De Disolución ácido Benzoico

FISICOQUÍMICA DE ALIMENTOS

PRACTICA N° 9

DETERMINACIÓN DEL CALOR DE DISOLUCIÓN POR MEDIDAS DE SOLUBILIDAD

INTRODUCCIÓN

FUNDAMENTO TEORICO

Para una disolución binaria saturada en equilibrio con el sólido puro a T y P determinados, la condición de equilibrio entre fases exige que el potencial químico del soluto en disolución μ2(s) , sea igual que el potencial químico del soluto puro μ2(s)

μ2,Soluto disuelto (T,P,X 2)= μ° soluto puro (s)(T,P)…..(1)

Donde X2 es la solubilidad del soluto expresada en fracción molar a T y P.

El potencial químico del soluto no disuelto tiene una superficie μ°, ya que se trata de un material puro; el potencial químico del soluto disuelto forma parte de una disolución liquido-liquido (disolvente – soluto) el potencial químico del soluto disuelto es:

μ soluto disuelto = μ° soluto disuelto (l) + RT lnX soluto disuelto..........(2)

Igualando (1) y (2):

ln⁡x soluto disuelto=(μº soluto puero(s)(T,P)-μ º soluto disuelto(l))/RT

En el caso de soluciones diluidas ideales, el soluto cumple la ley de Henry, puede obtenerse una expresión similar.

ln⁡〖 x_2 〗=(-ΔsolH)/R [ 1/T – 1/Tpf]

Donde ΔsolH∞ es el calor molar disolución infinita y representa la entalpía de disolución de un mol de soluto en un volumen disolvente.

SOLUBILIDAD DE SALES EN AGUA.

La ecuación puede emplearse, en forma modificada, para calcular la solubilidad de las sales en agua. A la cantidad H se la denomina calor parcial o diferencial de la disolución, y es el calor absorbido por mol cuando se añade una cantidad pequeña de soluto a una cantidad grande de disolución. También puede definirse como la magnitud de la variación del calor de disolución por mol de soluto en una disolución de una determinada concentración. El calor total o integral de disolución es el calor absorbido cuando se disuelve 1 mol de soluto en suficiente cantidad de disolvente para formar una disolución de una determinada concentración.

Al elevar la temperatura aumenta la solubilidad de un sólido que absorbe calor cuando se disuelve (proceso endotérmico); este hecho está de acuerdo con el principio de Le Chatelier, que establece que un sistema tiende a ajustarse por sí mismo de modo tal que se contrarreste o anule el efecto aplicado, en este caso la elevación de temperatura. Por el contrario, si el proceso de la disolución es exotérmico, es decir, si se desprende calor, la temperatura de la disolución aumenta; en este caso, la solubilidad disminuye al elevar la temperatura, cumpliéndose de nuevo el principio de Le Chatelier. La mayor parte de los sólidos pertenecen a la clase de compuestos que absorben calor cuando se disuelven.

El sulfato sódico se encuentra en la forma hidratada, Na2S04. 10 H 2 0, hasta una temperatura de 32 °C, y el proceso de disolución es endotérmico. Pero por encima de esta temperatura el compuesto está en forma de sal anhidra, Na2S04, y la disolución es exotérmica. El cloruro sódico no absorbe ni desprende una cantidad apreciable de calor cuando se disuelve en agua; por esto su solubilidad no se altera, prácticamente, al variar la temperatura, y el calor de disolución es aproximadamente cero.

Esos fenómenos Pueden explicarse en función del calor de disolución, -H. El calor de disolución de una sustancia cristalina es igual a la diferencia entre el calor de sublimación del sólido, que viene dado por la energía del cristal, y el calor de hidratación de los iones en disolución.

∆H(disolución)= ∆Hsubl.-- ▲Hhid

La energía del cristal, o energía reticular, es la energía necesaria para separar, de 1 mol de cristal, sus iones en estado gaseoso, o sea, para vaporizar el sólido:

NaCl solido Na +gas + Cl –gas

El calor de hidratación, o sea, el calor liberado cuando se hidratan los iones gaseosos, depende del radio del ion, ya que para iones de la misma valencia cuanto menor es el radio iónico, mayor es el campo electrostático que rodea al ion y más grande es el calor de hidratación. El proceso, de hidratación puede representarse así:

Na +gas + Cl –gas Na +agua + Cl –agua

Si el calor de hidratación es suficiente para suministrar la energía necesaria para vencer las fuerzas reticulares y, de este modo, ",`sacar" los iones de la red cristalina, la sal será soluble. En una disolución ideal no tiene lugar la hidratación (solvatación), y el calor absorbido es sólo el necesario para pasar los cristales al estado líquido. Por esta razón, sólo está incluido el calor de fusión Hf en la expresión de la solubilidad ideal.

Si ▲H es positivo, es que se ha absorbido calor, y si es negativo, es que se ha desprendido. El calor de hidratación y la energía reticular del cloruro sódico son tan similares que el proceso es sólo ligeramente endotérmico y, por tanto, la influencia de la temperatura sobre la solubilidad es muy pequeña. El enorme calor de disolución del cloruro de plata (valor endotérmico grande) da cuenta de la insolubilidad de la sal en agua; esto se debe a que la elevada polarizabilidad del ión plata da lugar a una gran energía reticular.

La regla de las fases de Gibbs se aplica del modo siguiente a la solubilidad de un sólido en un líquido. Puesto que, por regla general, la presión se fija de antemano en 1 atm y, por tanto, no es necesario que se especifique, la regla será:

L=C – F + 1

Por ejemplo, una disolución subsaturada de cloruro sódico en agua consta de una fase homogénea simple y dos componentes, sal y agua. El número de grados de libertad es, por tanto, L = 2 -1 + 1= 2. Esto significa que es necesario establecer dos variables, temperatura y composición, para poder definir completamente el sistema. Cuando se satura la disolución con el soluto cloruro sódico, en presencia de un exceso de éste, coexisten dos fases y el número de grados de libertad es:

L= 2 - 2 + 1=1.

La conclusión que se deduce, al aplicar la regla de las fases, es que la solubilidad del cloruro sódico en agua tiene un valor fijo para cualquier temperatura determinada. Esto, naturalmente, es cierto no sólo

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