DOC-20230206-WA0012

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Determinar experimentalmente la temperatura de ebullición del agua a diferentes presiones. 
Comprobar la ecuación de Clausius-Clapeyron mediante el cálculo de la temperatura 
correspondiente a las diferentes presiones de vapor y compararla con la temperatura 
experimental respectiva. 
 1 matraz balón de fondo plano de 500 cm3. 
 1 Termómetro. 
 1 manómetro en “U” con mercurio. 
 1 tapón de hule bihoradado. 
 1 tubo de vidrio con conexiones de hule. 
 1 mechero, anillo y tela de alambre con asbesto cuerpo de ebullición. 
 Pt= Patm + P 
 P=h=h2-h1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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El punto de ebullición de un líquido varía según la presión ambiental que lo rodea. Un líquido 
en un vacío parcial tiene un punto de ebullición más bajo que cuando ese líquido está a 
la presión atmosférica. Un líquido a alta presión tiene un punto de ebullición más alto que 
cuando ese líquido está a la presión atmosférica. 
El calor de vaporización es la energía requerida para transformar una cantidad dada (un 
mol, kg, libra, etc.) de una sustancia de un líquido en un gas a una presión dada (a menudo 
presión atmosférica). 
Los líquidos pueden transformarse en vapor a temperaturas por debajo de sus puntos de 
ebullición a través del proceso de evaporación. La evaporación es un fenómeno de 
superficie en el que las moléculas ubicadas cerca del borde del líquido, que no están 
contenidas por suficiente presión de líquido en ese lado, se escapan a los alrededores como 
vapor. Por otro lado, la ebullición es un proceso en el cual las moléculas en cualquier parte 
del líquido se escapan, lo que resulta en la formación de burbujas de vapor dentro del 
líquido. 
 Depende de la presión: a menor presión el punto de ebullición es más bajo, y 
viceversa. Por ejemplo, en las ollas de presión, donde se puede alcanzar hasta 1 
bar/15 psi de presión, el punto de ebullición del agua es 121 ºC, mientras a 0,05 bar 
el punto de ebullición del agua es de 32,88ºC. 
 Depende de la altura: a mayor altura el punto de ebullición disminuye, en parte 
debido a la disminución de la presión atmosférica. Por ejemplo, a nivel del mar el 
punto de ebullición del agua es de 100ºC, mientras que en Ciudad de México a una 
altura de 2 250 m está entre 94 y 95ºC. 
 Propiedad física intensiva: el punto de ebullición no depende de la cantidad de 
materia, 1 litro de agua tiene el mismo punto de ebullición que 100 litros, en las 
mismas condiciones de presión. 
 Las impurezas en la sustancia aumentan el punto de ebullición: por ejemplo, si 
añadimos 58 gramos de sal a 1 litro de agua, el punto de ebullición se eleva 0,5 ºC. 
Las moléculas de vapor no pueden escapar cuando la vaporización de un líquido ocurre en 
un recipiente cerrado y mientras más moléculas salgan del líquido, más moléculas 
gaseosas chocaran contra las paredes del recipiente, entre ellas y contra la superficie del 
líquido, de modo que habrá más condensación. A esto se debe la formación de gotitas de 
líquido que se adhieren a las paredes del recipiente sobre la superficie del líquido y el 
establecimiento eventual del equilibrio entre el líquido y su vapor. 
 La presión parcial de las moléculas de vapor sobre la superficie del líquido en 
equilibrio a una temperatura dada es la presión de vapor del líquido (Pv) a esa 
temperatura. Debido a que la rapidez de evaporación aumenta conforme lo 
hace la temperatura, la presión de vapor de los líquidos siempre aumenta a 
medida que la temperatura aumenta. 
 
 
https://es.wikipedia.org/wiki/Vac%C3%ADo
https://es.wikipedia.org/wiki/Presi%C3%B3n_atmosf%C3%A9rica
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Cuando la temperatura de un líquido cambia de T1 a T2, la presión de vapor del líquido 
cambia de P1 a P2. Estos cambios se relacionan con el calor moral de vaporización, ∆𝐻𝑣𝑎𝑝, 
del líquido mediante la ecuación de Clausius-Clapeyron. 
ln (
𝑃2
𝑃1
) = 
∆𝐻𝑣𝑎𝑝
𝑅
 (
1
𝑇1
−
1
𝑇2
) 
 
Aunque ∆𝑯𝒗𝒂𝒑, varía un poco con la temperatura, suele ser apropiado usar el valor 
tabulado del punto de ebullición normal del líquido a menos que se disponga de datos mas 
precisos. Las unidades de R deben ser coherentes con las de ∆𝑯𝒗𝒂𝒑. 
La ecuación de Clausius-Clapeyron sólo es aplicable para obtener la presión de vapor de 
un sólido o un líquido a una cierta temperatura, conocido otro punto de equilibrio entre las 
fases. Esto es así porque para llegar a esta expresión desde la Ec. de Clapeyron se hace 
la aproximación de despreciar el volumen molar del sólido o del líquido frente al del gas, 
que además se supone de comportamiento ideal. 
Muchas veces, las condiciones de volumen constante no son convenientes y en ocasiones 
son imposibles de alcanzar. La mayoría de las reacciones ocurren en condiciones de 
presión constante (por lo general la presión atmosférica). Si dicha reacción produce un 
incremento neto en el número de moles de un gas entonces, el sistema realiza un trabajo 
sobre los alrededores (expansión). Esto se debe al hecho de que para el gas formado 
ingrese a la atmosfera, debe actuar contra la presión atmosférica. De manera contraria, si 
se consumen más moléculas de gas de las que se producen, los alrededores realizan 
el trabajo sobre el sistema (compresión). Por último, no se realiza trabajo alguno si no hay 
un cambio neto en el número de moles de los gases reactivos a productos. 
En general, para un proceso a presión escribimos: 
∆E = q + w 
 
∆E = qᵖ + P∆V 
 
qᵖ= ∆E + P∆V 
 
Donde el subíndice “p” denota condiciones a presión constante. 
Ahora presentamos una nueva función termodinámica de un sistema llamada entalpia, la 
cual de define por medio de la ecuación: 
 
H = E + PV 
 
Donde E es la energía interna del sistema y P y V son la presión y el volumen del sistema, 
respectivamente. 
 
Debido a que E y PV tienen unidades de energía, la entalpia también las tiene. Además, 
E, P y V son funciones de estado, es decir, los cambios en (E + PV) dependen solo de los 
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estados inicial y final. Por tanto, el cambio en H o ∆H también depende solo de los estados 
inicial y final, es decir, H es una función de estado. 
Para cualquier proceso, el cambio de entalpia de acuerdo con la ecuación está dado por: 
 
∆H = ∆E + ∆(PV) 
 
Si la presión se mantiene constante entonces: 
 
∆H = ∆E + P∆V 
 
Si se compara la ecuación podemos ver que para un proceso a presión constante qᵖ = ∆H. 
Una vez más, aunque q no es una función de estado, el cambio de calor a presión es igual 
a ∆H debido a que la trayectoria está definida y en consecuencia puede tener solo un valor 
específico. 
 
Ahora tenemos dos cantidades ∆E y ∆H, que se pueden asociar a una reacción. Si esta 
ocurre en condiciones de volumen constante, entonces el cambio de calor q es igual a ∆E. 
Por otro lado, cuando la reacción se realiza a presión constante, el cambio de calor es igual 
a ∆H. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. En el matraz balón coloque aproximadamente 250 cm3 de agua y los cuerpos de 
ebullición. 
 
2. Monte el equipo tal como se indica, al iniciar el experimento el tubo de hule no 
deberá estar conectado al manómetro. Estando desconectado el manómetro 
(pero en una posición tal que cuando sea necesario se pueda conectar 
rápidamente), caliente hasta ebullición. Anote la temperatura correspondiente. 
 
3. Por un tiempo no mayor de 10 segundos, deje de calentar y conecte 
rápidamente la manguera de hule al manómetro, e inmediatamente inicie el 
calentamiento hasta una temperatura de aproximadamente 96ºC. Deje de 
calentar hasta estabilizar la temperatura. Anote la variación de niveles de 
Mercurio en el manómetro (∆P) y la temperatura correspondiente para este 
incremento de presión. No deje enfriar mucho tiempo. 
 
4. Caliente nuevamente hasta 98ºC, retire el mechero y anote la variaciónde niveles 
del manómetro a la temperatura correspondiente. Caliente nuevamente hasta 
100ºC y anote la variación de niveles en el manómetro. 
 
5. Cuide de no calentar a una temperatura mayor a 103ºC porque puede 
desconectarse la manguera del manómetro o del matraz por el aumento de presión. 
Deje enfriar y cuando no haya variación en el nivel de mercurio 
(∆P =0), desconecte la manguera de hule del manómetro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. A partir del dato anterior y de la ecuación de Clausisus–Clapeyron, calcule a las diferentes 
presiones (PT) la temperatura correspondiente a cada presión y compárela con la 
obtenida experimentalmente. Complete la siguiente tabla. Considere: 
∆𝐇𝐯 = 𝟗𝟕𝟎𝟎
𝐜𝐚𝐥
𝐦𝐨𝐥
 ; 𝐑 = 𝟏. 𝟗𝟖𝟕
𝐜𝐚𝐥
𝐦𝐨𝐥 𝐊
 
 
Temperaturas experimentales: 
T exp1 = 96°C + 273 = 369 °K 
T exp2 = 92°C + 273 = 365 °K 
T exp3 = 87°C + 273 = 360 °K 
 
Variación de la Presión: 
∆H1 = 11.5 − 13.5 = −2 
∆H2 = 12 − 13 = −1 
∆H3 = 11.3 − 13.4 = −2.1 
 
Presión total: 
Pt1 = 585 mmHg + (−2) = 583 mmHg 
Pt2 = 585 mmHg + (−1) = 584 mmHg 
Pt3 = 585 mmHg + (−2.1) = 582.9 mmHg 
 
 
 
T exp 
°C 
T exp 
°K 
h1 
mmHg 
h2 
mmHg 
Δh=h1-
h2=ΔP 
mmHg 
Pt= 585 
mmHg 
+ ΔP 
T calc 
°C 
T calc 
°K 
96 °C 369 °K 11.5 13.5 -2 583 100.5271 373.5271 
92 °C 365 °K 12 13 -1 584 94.1975 367.1975 
87 °C 360 °K 11.3 13.4 -2.1 582.9 91.5827 364.5827 
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Temperatura calculada: 
 
ln(
P1
P2
) = 
∆H
R
(
1
T exp
 − 
1
T calc
) 
 
T calc = 
1
1
T exp − (
ln
P1
P2
∆H
R
)
 
 
T calc1 = 
1
1
365 °k
− (
ln
13 mmHg
12 mmHg
9700 cal/mol
1.987 cal/mol°k
)
 = 373.5271 °k 
 
T calc2 = 
1
1
360 °k
− (
ln
13.4 mmHg
11.3 mmHg
9700 cal/mol
1.987 cal/mol°k
)
 = 367.1975 °k 
 
T calc3 = 
1
1
369 °k
− (
ln
13.5 mmHg
11.5 mmHg
9700 cal/mol
1.987 cal/mol°k
)
 = 364.5827 °k 
 
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Cuando realizamos la primera medición no notamos un cambio tan drástico sin embargo 
esperamos unos segundos más y notamos como se iba elevando a tal punto de ver un 
cambio mayor, así fue con las demás mediciones que realizamos, considero que las 
temperaturas experimentales tienen bastante acercamiento a las calculadas, además de 
observar cómo es que el simple vapor movió al mercurio que se encontraba en el 
manómetro. 
El objetivo fue alcanzado, las temperaturas experimentales si llegan a coincidir con las 
temperaturas calculadas, usando como método de comprobación la ecuación de Clausius-
Clapeyron, el experimento cumplió con las expectativas del equipo ya que nos dio unos 
resultados cercanos. 
En esta práctica pudimos comprobar principalmente dos cosas, la primera fue determinar 
experimentalmente la temperatura de ebullición del agua a diferentes presiones y el 
segundo comprobar la ecuación de Clausius-Clapeyron mediante el cálculo de la 
temperatura correspondiente a las diferentes presiones de vapor y compararla con la 
temperatura experimental respectiva. En resumen, decimos que cuando aumenta la 
temperatura, también aumenta la presión del gas. 
A través de esta práctica pudimos ver experimentalmente como determinar la temperatura 
de ebullición del agua a diferentes presiones, y a su vez confirmarlo a través de la 
ecuación de Clausius-Clapeyron mediante el cálculo de la temperatura a las diferentes 
presiones del vapor, para así comparar con la temperatura experimental. 
 
Referencias Bibliográficas: Materia, T. (2020, 25 mayo). Punto de ebullición: qué es y 
características (con ejemplos). Toda Materia. https://www.todamateria.com/punto-
de-ebullicion/