UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADORFACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICASLABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II

Práctica Nº6

1. TEMA: PROPIEDADES COLIGATIVAS

2. OBJETIVOS: Determinar el peso molecular de un soluto mediante ebulloscopia.

3. FUNDAMENTO TEÓRICO

3.1. PROPIEDADES COLIGATIVAS

Son aquellas que están muy relacionadas con el cambio de ciertas propiedades físicas en los solventes cuando le agregamos a estos una cantidad determinada de un soluto no volátil. Por ende estas propiedades dependen del número de partículas disueltas en una cantidad fija de disolvente y no de la naturaleza de estas partículas ya que el soluto interacciona o interfiere en el normal movimiento de las moléculas del solvente afectando seriamente a estas propiedades que son: Punto de ebullición, Punto de congelación y el Descenso de la presión del vapor y la aparición de la Presión Osmótica.

Utilidades de las propiedades coligativas:

Separar los componentes de una solución por destilación fraccionada Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes Determinar masas molares de solutos desconocidos

Las disoluciones deben ser relativamente diluidas (menores a 0,2 M), en donde las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.Ahora, la propiedad en al que nos vamos a basar dentro de esta práctica es en la del aumento del punto de ebullición.

Aumento del punto de ebullición

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. Si la presión de vapor es menor, se requiere aumentar la temperatura a

un valor mayor para que las interacciones entre el soluto y el solvente cedan y las moléculas de solvente pasen a un estado de vapor para buscar el equilibrio entre la presión del solvente y la presión que se encuentre en el entorno. En otras palabras, 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, y por lo tanto, mayores son los puntos de ebullición de estas.

Estos cambios se pueden cuantificar a través de fórmulas. En el caso de las variaciones de los puntos de ebullición y de fusión la fórmula siguiente es la más utilizada.

∆T = mKbº

(Kb en el caso del ascenso ebulloscópico y Kc en el caso del descenso crioscópico).

Deducción de la ecuación:

Para una solución en equilibrio con el vapor del solvente puro.

μ (l )0

T=

μ(g)º

T+Rln (X1 )

 

HT2

=∂( μ1 (l )

T )∂T

=∂( μ1 (g)

º

T )∂T

+R( ∂ ln ( X1 )∂T )

P

H 1(l)º

T2=H 1(g)

º

T2+R( ∂ ln (X 1)

∂T )H1 (l)

º −H 1(g)º

T 2=R( ∂ ln ( X1 )

∂T )−(H ¿¿1 (g )º−H 1 (l )

º )

T 2=R( ∂ ln ( X1)

∂T )¿−∆H vap

RT2=( ∂ ln (X1 )

∂T )∫x2=0

x1=1

∂ ln ( X1 )=−∫TBº

TB ∆ H vap

RT 2∂T

ln ( X1 )=−∆ H vap

R( 1TB

− 1TBº

)

−ln (1−X2 )=∆H vap

R (TBº−TBTBTBº )

−ln (1−X2 )=X2+12X22+13X23+…….≈ X 2

X 2=∆ H vap

R∆TBTBº2

∆TB=RX2¿¿∆TB=R ¿¿

∆TB=g2

M 2 g11000

×M 1R ¿¿

Ecuación 3.1.

4. PARTE EXPERIMENTAL

4.1. Materiales y equipos

Cocineta eléctrica Embudo sin vástago Termómetro (A = ± 0.1 °C) Vaso de precipitación

4.2. Reactivos y sustancias

Agua destilada Solución al 5 % P/V

4.3. Procedimiento

Colocar el embudo sin vástago dentro del vaso de precipitación. Añadir agua destilada (solvente puro) hasta la mitad del embudo,

aproximadamente 50 ml. Llevar a calentamiento hasta ebullición. Tomar lectura de la temperatura, anotar. Repetir el proceso dos veces más. Realizar el mismo procedimiento con una solución al 5%P/V

(solvente)

∆TB=mKbº

5. DATOS EXPERIMENTALES

TºB (H20) , ºC TB (Solución), ºC89 9190 9290 91

Densidad de la solución= 1.008g/ml

6. CÁLCULOS

Cálculos para determinar la variación de temperatura.

∆T B=T B−T B0

∆T B=(91−89 )º C

1.∆T B=2º C1.∆T B=2º C1.∆T B=1 º C

Cálculos para determinar los gramos de solvente.

1,008gml

x 100ml=100,8g solución

g solución = g soluto + g solvente

g solvente= 95,8

Cálculos para determinar el peso molecular del soluto en una solución al 5% (P/V) 5 g en 100 ml solución mediante ecuación 3.1.

∆T B=mK B0

∆T B=gsoluto

PM soluto∗Kg solvente

×KB0

PM soluto=gsoluto

∆T B∗Kg solvente

×KB0

M 2=(5/1000 ) [Kg ]∗0,513 [℃Kg /mol ]

(91−89 )℃∗(95,8/1000 ) [ Kg ]

M 2=0,0134Kgmol

=13,40 gmol

T B° T B M 2

89 91 13,40

90 92 13,40

90 91 26,77

7. TRATAMIENTO ESTADÍSTICO:

Promedio:

R = ∑ M

n

R = 53,573

≈17,86 g/mol (experimental)

Desviación estándar:

SM=±√∑ (M i−M )2

n−1

SM=±7.72g /mol

8. DISCUSIONES No se puede hacer una comparación entre un valor real y el valor

del peso molecular obtenido experimentalmente ya que no se conoce el soluto, sin embargo se puede indicar que existe un tipo de error en la realización de esta práctica, básicamente se debe a errores sistemáticos como es la sensibilidad del termómetro que tuvo una apreciación de ± 0,1; lo que no permitió evidenciar muy claramente el cambio de temperatura de la solución con respecto a la temperatura de ebullición del agua pura; ya que las variaciones de temperatura son bastante pequeñas y lo ideal será tener un termómetro con una apreciación mayor para obtener mejores resultados.

Se debe tomar en cuenta que el reactivo utilizado puede o no tener algún tipo de impurezas, por lo que siendo el primer caso, automáticamente este factor variará el punto de ebullición además se deberá colocar en el vaso de precipitación la mínima cantidad de sustancia líquida a analizar para evitar que (desde el momento que empieza la ebullición) la sustancia salpique al termómetro y

esto no permita ver el momento en el cual la gota formada caiga a la solución.

Para una clara visibilidad de el momento en que la gota formada en la punta del termómetro caiga por gravedad a la solución se debe colocar núcleos de ebullición a nuestra solución para así una vez comience la ebullición estos núcleos fomenten la homogeneidad de la solución que empieza a hervir y poder tener una mejor apreciación, a tal punto que se pueda identificar el momento preciso en el que la gota formada cae a la solución y así registrar un dato confiable; para nuestro caso hubo variaciones en los datos en 2 grados centígrados lo que nos lleva a tener una SM=±7.72 mismo dato que indica una elevada imprecisión en la

práctica. Tomando en cuenta todos estos factores considerables para el

grado de error de la práctica actual, se podrá disminuir considerablemente a este y a la vez aumentar la eficacia de este método para determinar la masa molecular de una sustancia desconocida o conocida

9. CONCLUSIONES Se determinó experimentalmente por medio del método de

ebulloscopia que el peso molecular del soluto que se encontraba disuelto en la solución utilizada que es 17,86 g/mol.

Se determinó que el aumento del punto de ebullición en la solución con respecto al del solvente puro, lo cual indica que se necesita una mayor temperatura en la solución para romper las interacciones soluto-solvente y así el solvente se evaporice.

10. BIBLIOGRAFÍA

Castellan G. (1998). Fisicoquímica. Aumento de la temperatura de ebullición. (págs. 307-309). México: Pearson Educación.

Rios, E. G. (1985). Aumento del punto de ebullicion: constante ebulloscopica. En E. G. Rios, Quimica (págs. 169-174). Barcelona, España: Reverte.