Síntesis De La Urea

Resumen

Esta práctica tiene como objetivo determinar la entalpia de una disolución por espectrofotometría, la cual se llevo a cabo mediante la disolución del acido benzoico en agua, el calentamiento hasta la temperatura de ebullición y titulando con Hidróxido de sodio (NaOH), usando como indicador fenolftaleína, logrando comprobar que la entalpia de disolución es directamente proporcional a la diferencia de concentraciones resultando positivas cuando liberan calor o negativa cuando absorben energía.

Introducción

El propósito de esta práctica fue determinar la entalpia de una disolución por espectrofotometría.

La importancia de esta práctica para nuestra carrera de ingeniería en calidad ambiental, es que por medio del análisis de espectrofotometría se pueden identificar sustancias químicas que de acuerdo a sus concentraciones y estructura molecular tienen una capacidad de refracción de la luz. Esto es muy útil para el monitoreo de los efluentes industriales así como la fuentes o reservorios de aguas para consumo humano o uso general en la agricultura.

Objetivos:

Objetivo General

Comprobar la entalpía de una disolución por espectrofotometría.

Objetivo Especifico

Determinar la variación de la solubilidad a diferentes temperaturas.

Definir el concepto de entalpía.

Obtener experimentalmente el calor de la disolución del ácido benzoico en agua.

Marco teórico

Jakobus Hendrikus Van't Hoff (Rotterdam, Países Bajos, 1852-Berlín, 1911) Químico holandés. Estudió en Leiden, Bonn y París, y fue profesor en Ámsterdam y Berlín (1896). Considerado uno de los precursores de la estereoquímica, a fin de explicar las dos formas isómeras del ácido tartárico y otros casos de isomerismo óptico, propuso en 1874, al mismo tiempo que A. Le Bel, la hipótesis del carbono tetraédrico asimétrico. Posteriormente llevó a cabo estudios sobre afinidad química y sobre cinética de las reacciones. Mediante la aplicación de conceptos termodinámicos al estudio de los equilibrios químicos, determinó la relación entre constante de equilibrio y temperatura absoluta (ecuación o isocora de Van't Hoff). Hizo además investigaciones sobre el comportamiento de disoluciones diluidas, evidenciando ciertas analogías con los gases, e introdujo el concepto de presión osmótica (Biografias y Vidas , 2004).

Solubilidad es la concentración de la disolución saturada a una temperatura determinada. La solubilidad de un soluto sólido en un disolvente determinado suele aumentar al elevar la temperatura, de manera que podremos disolver más cantidad de soluto si aumentamos la temperatura de la mezcla. Por el contrario, cuando se trata de gases, su solubilidad en un disolvente suele aumentar al disminuir la temperatura. También tendremos que decir que disolución es toda mezcla de dos o más sustancias que forman otra sustancia homogénea a nivel molecular.

La cristalización es la técnica de separación de disoluciones en la que las condiciones se ajustan de tal forma que sólo puede cristalizar alguno de los solutos permaneciendo los otros en la disolución. Esta operación se utiliza con frecuencia en la industria para la purificación de las sustancias que, generalmente, se obtienen acompañadas de impurezas. Para que la cristalización fraccionada sea un método de separación apropiado, la sustancia que se va a purificar debe ser mucho más soluble que las impurezas en las condiciones de cristalización, y la cantidad de impurezas debe ser relativamente pequeña.

Solubilidad de los sólidos

La dependencia de la solubilidad de un sólido respecto de la temperatura varía de manera considerable, y dicha variación proporciona una forma para obtener sustancias puras a partir de mezclas. La precipitación selectiva es la separación de una mezcla de sustancias en sus componentes puros con base en sus diferentes solubilidades, pues se puede pasar del punto de saturación en la solución con respecto a uno de los solutos y obligarlo a precipitar, dejando el otro soluto en solución.

Este método funciona mejor si el compuesto que se va a purificar tiene una curva con una fuerte pendiente, es decir, si es mucho más soluble a altas temperaturas que a temperaturas bajas. De otra manera, una gran parte del compuesto permanecerá disuelto a medida que se enfría la disolución. La precipitación selectiva también funciona si la cantidad de impurezas en la disolución es relativamente pequeña (Ecured , 2013).

Calor de disolución

El calor de disolución o entalpia de disolución (a presión constante) ΔHsolnes el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente. La cantidad ΔHsoln representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los reactivos originales, como lo representa:

ΔHsoln = Hsoln - Hcomponentes

No es posible llevar a cabo esta medición, pero en un calorimetro a presión constante se puede determinar la diferencia y por ende "ΔHsoln". Al igual que los otros cambios de entalpía, para procesos exotérmicos el signo de ΔHsoln será negativo (-), y para procesos endotérmicos el signo será positivo (+).

Por lo tanto la suma de estas dos será ΔHsoln. 788kJ/mol + (-784kJ/mol)= 4kJ/mol. Como lo mencionamos anteriormente el valor positivo quiere decir que fue un proceso endotermico (absorve calor). Por lo tanto cuando un mol de NaCl se disuelve en agua absorve 4kJ del ambiente (Molinares, 2010).

Metodología

Se llevo a cabo la presente práctica empezando con lo materiales y reactivos los cuales fueron:

Materiales

4 Erlenmeyeres de 500 ml

2 Erlenmeyeres de 150 ml

Balanza

1 pipeta de 50 ml

1 pipeta de 10 ml

Pipeteadores

Bureta de 50 ml

Soporte de rejilla

Probeta de 200 ml

Termómetro

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