1. PRÁCTICA No. 3
EQUILIBRIO FÍSICO
OBJETIVO:
Que el alumno analice y discuta como afecta la concentración de una
mezcla el cambio de estado líquido-gas.
FUNDAMENTO:
Se dice que una sustancia a diferentes condiciones de presión y temperatura
puede existir como sólido, líquido y gas, existen también condiciones específicas
de cada sustancia que permiten la relación entre dichas fases. El estudio teórico
de las condiciones de tal relación se conoce como Equilibrio Físico.
Para una sustancia simple, el único tipo de equilibrio que puede encontrarse
es el físico. Esto es, la relación entre sus fases, no existiendo por consiguiente las
interacciones químicas. El estudio teórico de tales fenómenos está contenido en la
llamada teoría de las fases. Una sustancia pura puede encontrarse en fase sólida,
líquida o gaseosa. Estar vaporizándose (pasar del estado líquido al vapor) o
condensarse (pasar del estado vapor al líquido). Puede fusionarse (pasar del
estado sólido al líquido) o cristalizarse (pasar del estado líquido al sólido) y puede
sublimarse (pasar del estado sólido al gaseoso).
Como podemos darnos cuenta estos sistemas presentan más de una fase en
equilibrio. Las bases de esta teoría fueron propuestas por primera vez por Gibbs,
esta teoría representa la más amplia generalización de las leyes a las cuales
obedecen las variaciones del estado físico de las sustancias en función de las
condiciones de temperatura y presión.
Ascenso ebulloscópico: un líquido entra en ebullición cuando su presión de
vapor iguala a la presión atmosférica.
Un soluto no volátil al solvente puro disminuye la presión de vapor en una
solución, lo que aplica tener que administrar una mayor cantidad de calor para que
la solución entre en ebullición; es decir, llegar a una atmosfera de presión.
Un soluto necesita mayor temperatura (en relación al solvente puro) para
llegar al punto de ebullición, es decir, a una atmosfera de presión.
Un solvente puro necesita menor temperatura para llegar al punto de
ebullición, es decir, una atmosfera de presión.
A esa diferencia de temperatura, registrada en un gráfico, es directamente
proporcional a la concentración molal del soluto presente y una constante .
Ascenso Ebulloscópico (∆Te)
Santiago González Períañez Lab. F.Q. II Q.F.B.

2. T2: temperatura de ebullición de la solución.
T1: temperatura de ebullición del solvente puro.
∆T: variación de temperatura.
M: concentración molal
Ke: constante ebulloscópica que varia con el solvente utilizado. Por ejemplo
para el agua es de 0.515 °C.
Molalidad
La molalidad (m) es el número de moles de soluto que contiene
un kilogramo de disolvente. Para preparar disoluciones de una determinada
molalidad, no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino
que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con
una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poderle restar el
correspondiente valor.
La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es
que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de
la presión, cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la
molalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la
presión, y puede medirse con mayor precisión.Es menos empleada que la
molaridad pero igual de importante.
MATERIAL:
1. Parrilla de calentamiento
2. Vasos de precipitados
3. Termómetro
4. Agua destilada
5. Diferentes concentraciones de NaCl en H2O (2.5%, 5%, 10%, 20% en m-v)
y sacarosa al 2%
NaCl 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min Temp. de ebullición
2.5% 26°C 54°C 66°C 72°C 76°C 78°C 94°C
5% 56°C 62°C 80°C 84°C 86°C 88°C 98°C
10% 54°C 70°C 74°C 76°C 78°C 80°C 96°C
20% 52°C 68°C 72°C 76°C 78°C 78°C 98°C
Sacarosa
64°C 84°C 86°C 86°C 94°C 98°C 98°C
2%
TÉCNICA:
Primera parte: Cómo afecta la concentración el cambio de temperatura y de
estado.
1. Preparar las diferentes concentraciones de NaCl
2. Dejar calentar la parrilla hasta que alcance una temperatura constante
Santiago González Períañez Lab. F.Q. II Q.F.B.

3. 3. Tomar la temperatura de la solución al inicio antes de calentar
4. Calentar la solución indicada y tomar la temperatura cada 5 minutos, hasta
completar 6 lecturas (30 min).
5. Seguir calentando hasta ebullición y anotar el tiempo que tarda desde que
se empieza a calentar la solución hastallegar a ebullición.
6. Anotar resultados en la siguiente tabla.
Segunda parte: Ascenso Ebulloscópico
1. Tomar la temperatura de ebullición de cada solución y calcular su ascenso
ebulloscópico.
2. Determinar la molalidad y verificar si coincide con la concentración de las
soluciones.
3. Anotar resultados y discutirlos.
NaCl T2 T1 ∆Te Ke m
2.5% 94°C 97°C -3°C 0.515 °C 1.4287 mol/Kg
5% 98°C 97°C 1°C 0.515 °C 2.8575 mol/Kg
10% 96°C 97°C -1°C 0.515 °C 5.7151 mol/Kg
20% 98°C 97°C 1°C 0.515 °C 11.4303 mol/Kg
Sacarosa
98°C 97°C 1°C 0.515 °C 0.3714 mol/Kg
2%
OBSERVACIONES:
Se observan las soluciones de NaCl y de sacarosa, a diferentes porcentajes, se
utilizaron 30 mL aproximadamente de cada solución para realizar el experimento.
Se observan las soluciones
de NaCl y de sacarosa
cuando estaban calentándose
en la parrilla eléctrica, y se
observaron grumos cuando
se calentaban las soluciones,
podría ser que las soluciones
estaban contaminadas.
Santiago González Períañez Lab. F.Q. II Q.F.B.

4. Se observan las soluciones de
NaCl y de sacarosa cuando
estaban ya en su punto de
ebullición y se observan las
ondas provocadas por las
burbujas de agua que subían y
se convertían en vapor.
CÁLCULOS REALIZADOS:
Molalidad
Donde:
m= molalidad
PM= peso molecular del soluto (g/mol)
Ps= peso del soluto
Pd= peso del disolvente (kg)
Para saber los kilos del disolvente que en este caso es el agua, se ocupa la
fórmula de la densidad para despejar la masa y calcular los Kg. La densidad del
agua a los 22°C a la temperatura que estábamos el día de la práctica era de 0.997
g/mL.
Solución Sustitución molalidad
NaCl 2.5% 1.4287 mol/Kg
NaCl 5% 2.8575 mol/Kg
NaCl 10% 5.7151 mol/Kg
NaCl 20% 11.4303 mol/Kg
Sacarosa
0.3714 mol/Kg
(C6H12O6) 2%
Santiago González Períañez Lab. F.Q. II Q.F.B.

5. CONCLUSION
La práctica se llevó a cabo sin ninguna complicación. Las temperaturas
registradas pueden tener errores debido a factores como que el termómetro haya
tocado las paredes del vaso de precipitado o que no se haya bajado la
temperatura correctamente del termómetro o que la temperatura de la parrilla haya
variado y el tiempo el que se calentaron las soluciones.
En dos resultados de aumento de la temperatura nos dieron resultados
negativos y se usó la temperatura de 97°C ya que en la ciudad de Xalapa, Ver., es
el punto de ebullición del agua.
En la práctica se comprobó que para que una solución entre en el punto de
ebullición se necesita una temperatura más alta para alcanzar la presión
atmosférica igual a la del disolvente puro, entonces el punto de ebullición de la
solución es más alto que la del líquido puro, pero sólo en dos de las soluciones
concentradas de NaCl no resultó ser de esta manera ya sea por los errores
mencionados anteriormente.
BIBLIOGRAFÍA
 Cálculos químicos para la preparación de soluciones. Santillán Márquez,
José Luis. Editorial trillas. (2003) Primera edición.
 Equilibrio Fisico. (2012, April 12). BuenasTareas.com. Retrieved from
http://www.buenastareas.com/ensayos/Equilibrio-Fisico/3872718.html
 Práctica otorgada por la Dra. Nieves del Socorro Martínez Cruz. ”Equilbrio
físico”.
Santiago González Períañez Lab. F.Q. II Q.F.B.