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• JhomiraRoña

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GUIA DE LABORATORIO 2 PROPIEDADES COLIGATIVAS

1.

Objetivos •

Al finalizar la unidad, el estudiante conoce el concepto de presión de vapor de las mezclas binarias ideales y de la solubilidad de los gases en los líquidos. Así mismo reconoce las propiedades del soluto y del disolvente de una disolución.

•

Reconocer las propiedades del soluto no volátil y del disolvente de una disolución.

•

Determinar la constante ebulloscópica del agua

2.

Marco teórico

PROPIEDADES COLIGATIVAS La presencia de un soluto afecta diversas propiedades del líquido en el que está disuelto, tales como: • • •

La presión de vapor del líquido puro es mayor que la de una disolución La temperatura a la que hierve un líquido puro es menor que la de una disolución. La temperatura a la que se congela un líquido puro es mayor que la de una disolución.

Estas propiedades se conocen como coligativas, es decir que la magnitud de la modificación de la presión de vapor o de las temperaturas de ebullición o congelación depende de la cantidad de soluto disuelto .

Figura N°1. Efecto de la cantidad de soluto en la presión de vapor de un líquido puro.

PRESIÓN DE VAPOR

Cuando una sustancia no electrolito y no volátil se disuelve en un líquido, la presión de vapor disminuye. La ley de Roault expresa la relación matemática: 𝑷 = 𝑿 𝑷𝟎 Donde: 𝑷: Es la presión de vapor de la disolución. 𝑷𝟎:Es la presión de vapor del disolvente puro. 𝑿: Fracción molar del disolvente en la disolución La disminución de la presión de vapor no se utiliza ampliamente como otras propiedades coligativas, porque es difícil realizar las medidas de forma precisa. TEMPERATURA DE EBULLICIÓN La temperatura de ebullición es aquella temperatura a la cual es necesaria calentar un líquido para que la presión de vapor del mismo sea igual a la presión externa que existe sobre el líquido. Ahora bien, cuando se le agrega un soluto no electrolito a un solvente y se forma una solución, se produce una reducción en la presión de vapor en el solvente. Al aumentar la cantidad de moléculas de soluto presentes en la solución, ésta aumenta su concentración, y para romper las interacciones entre el soluto y el solvente, es necesario proporcionarle más energía y, por lo tanto, mayores son los puntos de ebullición de estas. El aumento en el punto de ebullición de una solución es directamente proporcional al número de partículas de soluto disueltas en una masa fija de solvente. Por esta razón, el aumento del punto de ebullición de una solución que contiene un soluto no electrolito viene dada por la siguiente ecuación:

𝑻𝒆𝒃 − 𝑻𝟎 = 𝒌𝒆𝒃 × 𝒎 Para solutos ionizados (disoluciones de electrolitos) usamos el factor de Van´t Hoff: 𝑻𝒆𝒃 − 𝑻𝟎 = 𝒊 × 𝒌𝒆𝒃 × 𝒎 Donde: 𝑻𝒆𝒃: Temperatura de ebullición de la disolución en grados Celsius (°C). 𝑻𝟎: Temperatura de ebullición del solvente puro en grados Celsius (°C).

𝒌𝒆𝒃: Constante molal de la elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica. : Molalidad (número de moles de soluto / kilogramo de solvente). : Factor de Van’t Hoff. La magnitud de Keb, denominada constante molal de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica, depende solo del solvente y representa el aumento del punto de ebullición cuando una mol de un soluto no electrolito no volátil se disuelve en 1000 g de solvente Hay que tomar en cuenta que para el caso del descenso crioscópico y el aumento ebulloscópico, es necesario trabajar con la molalidad; ya que la misma se independiza de la temperatura que modificaría los volúmenes y logra la relación entre los gramos de soluto con los kilogramos de solvente. Cada solvente puro contiene su propia constante ebulloscópica en específico. En la Tabla N° 1 se encuentra una lista de solventes con sus constantes ebulloscópicas.

Tabla N° 1. Constantes ebulloscópicas vs solvente.

Solvente

Keb [°C.kg/mol]

Agua

0,52

Benceno

2,53

Ciclohexano

2,79

Fenol

3,04

Fuente: Maron, R; Prutton, W

FACTOR DE VAN'T HOFF El factor de Van't Hoff es un parámetro que indica la cantidad de especies presentes que provienen de un soluto tras la disolución del mismo en un solvente dado. Se le denota con “𝒊”. Por ejemplo: 𝒊 = 1 para azúcar en agua. 𝒊 = 2 para NaCl en agua (un ion cloruro y un ion sodio). 𝒊 = 3 para CaCl2 en agua (dos iones cloruro y un ion calcio). 𝒊 = 2 para HCl en agua (se disocia completamente). 3. Materiales y equipo  Balanza  Matraz aforado  Pipeta o gotero  Propipeta  Vaso de precipitado  Plancha de calentamiento  Bolsa plástica SUSTANCIAS:  Sal común (NaCl)

4. Procedimiento (desarrollo de la práctica) Determinación del punto de ebullición del disolvente puro: -

Medir en la probeta 50 mL de agua destilada la cual equivaldrá a 50 gramos, verter el agua en el vaso de precipitado y colocar este sobre la plancha de calentamiento, determinar el punto de ebullición del disolvente puro con un termómetro.

-

Una vez terminado, retirar el vaso de la plancha de calentamiento (con ayuda de la pinza) y dejar enfriar sobre la rejilla de asbesto.

Determinación de la constante ebulloscópica: -

Verter los 15 gramos de cloruro de sodio, contenidos en el sobre brindado por el asistente, en el vaso de precipitado.

-

Medir en la probeta 50 mL de agua destilada la cual equivaldrá a 50 gramos, verter el agua en el vaso de precipitado, disolver con ayuda de la bagueta, con los valores del volumen de agua y la masa del cloruro de sodio podremos calcular la concentración molal de esta disolución.

-

Colocar el vaso sobre la plancha de calentamiento para determinar el punto de ebullición de la disolución con un termómetro.

5. CÁLCULOS Y RESULTADOS: Complete las tablas y escriba sus cálculos en una hoja adjunta. Tabla A. Temperaturas de ebullición. Muestra

T (°C) de ebullición

Agua destilada Disolución salina

100 107.5

Tabla B. Determinación de la constante ebulloscópica Molalidad de la

Constante ebulloscópica Teórica

Experiment

% Error

disolución

al

𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖(𝑵𝒂𝑪𝒍) 𝒎𝒐𝒍𝒂𝒍𝒊𝒅𝒂𝒅 = 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 (𝑯𝟐𝑶) 𝒆𝒏 𝑲𝒈

𝑻𝒆𝒃 − 𝑻𝟎𝒆𝒃 = 𝒊 × 𝒌𝒆𝒃 × 𝒎

6. CUESTIONARIO - Indicar cinco importancias de las propiedades coligativas en la vida diaria. - Explique por qué durante el invierno, la sal es usada en algunos países para rociar las calles y así derretir el hielo o evitar que se forme el mismo. - Usted necesita preparar unos espaguetis lo más pronto posible. Al momento de hervir el agua para prepararlos, ¿agregaría la sal antes o después de que el agua hierva? - Usted necesita realizar la síntesis de un complejo de coordinación e el laboratorio, pero la reacción debe darse en frío, aproximadamente a -10 °C. ¿Qué haría usted para lograr llevar a cabo la síntesis propuesta a esta temperatura?

7.CONCLUSIONES ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………

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8.PROBLEMAS a) Cuando llega el invierno y bajan las temperaturas decidimos fabricar nuestro propio anticongelante añadiendo 3 litros de etilenglicol (C2H6O2), cuya densidad es de 1,12 g/cm3, a 8 litros de agua que vertemos al radiador del coche. ¿A qué temperatura podrá llegar la disolución del radiador sin que se congele? Dato: Kc = 1,86 ºC kg mol1 b) Una solución contiene 8,3 g de una sustancia no electrolito y no volátil, disuelta en un mol de cloroformo (CHCl3), esta solución tiene una presión de vapor de 510,79 mmHg. La presión de Vapor del cloroformo a esta temperatura es 525,79 mmHg. En base a esta información determine: a- La fracción molar de soluto. b- El número de moles de soluto disueltos. c- La masa molar de soluto. c) La presión de vapor del agua a 60°C es 149,4 mmHg. Si Ud. desea preparar una solución donde la presión de vapor disminuya a 140 mmHg. Determine la masa de glucosa (C6H12O6) que debe disolverse en 150 g de agua para lograr dicho efecto

LIBROS: - Dominguez, A. (2006). Química, La Ciencia Básica - T. E. Paraninfo. - Negi, A. , Anand, S. (1985) A TEXBOOK OF PHYSICAL CHEMISTRY, NEW AGE INTERNATIONAL - Singh, N. , Shiva, A. (2009) CHEMISTRY: VOLUME II - Levine, N. FISICOQUÍMICA - Atkins, P. (2008) QUÍMICA FÍSICA, MCGRAW-HILL