UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE QUÍMICA

LABORATORIO DE EQUILIBRIO Y CINÉTICA

(Grupo: 25)

PRÁCTICA NO. 6

Propiedades coligativas de electrolitos( factor de Van´t Hoff)

Equipo: 4

Gómez Uribe Diana Laura

Fecha de entrega: 13 marzo de 2014

Objetivo General:

Analizar el efecto que tiene la adición de cantidades diferentes de un soluto no electrolito y un electrolito fuerte sobre el abatimiento de la temperatura de fusión de un disolvente

Objetivos Particulares:

Determinar la temperatura de congelación de disoluciones acuosas de un electrolito fuerte, a diferentes concentraciones, a partir de curvas de enfriamiento.

Comparar la temperatura de congelación de soluciones de electrolito fuerte (NaCl y CaCl2) a la misma concentración.

Propiedades físicas, químicas y toxicidad:

Cloruro de sodio

Propiedades físicas:

Estado de agregación Sólido

Apariencia Incoloro; aunque parece blanco si son cristales finos o pulverizados.

Densidad 2165 kg/m3; 2,165 g/cm3

Masa molar 58,4 g/mol

Punto de fusión 1074 K (801 °C)

Punto de ebullición1738 K (1465 °C)

Estructura cristalina f.c.c.

Propiedades químicas:

Solubilidad en agua 35,9 g por 100 mL de agua

Producto de solubilidad 37,79 mol2

Cloruro de calcio

Propiedades físicas

Estado de agregación Sólido

Apariencia sólido blanco o incoloro

Densidad 2150 kg/m3; 2,15 g/cm3

Masa molar 110,986 g/mol

Punto de fusión 1045,15 K (772 °C)

Punto de ebullición2208,15 K (1935 °C)

Estructura cristalina octoédrico, rutilo deformada

Propiedades químicas

Solubilidad en agua 74,5 g/100 ml (20 °C)

Diseño experimental:

Se desea determinar el factor de Van´t Hoff al determinar de manera experimental la relación entre el enfriamiento de una sustancia electrolítica y la concentración molal de esta, calculando la disminución de la temperatura de congelación , las curvas de enfriamiento y construyendo una grafica de la temperatura de fusión del electrolito contra la temperatura de fusión de electrolito(valores teoricos)

Metodología:

Cuestionario previo:

1.- Explicar que es una solución ideal de no electrolito y de electrolito fuerte

solució de coruro de sodio

en un vaso de unicel colocar huelo y sal para evitar la

pronta fusin del hielo

rotaular tubos con diferentes concentraciones molales

introducir cada tubo en el vaso con hielo

se toma la temperatura cada 30 segundos hasta ver la

formacion de cristales

se repite el procedimineto con la cloruro de calcio

y con el agua destilada

registrar resultados en la tabla

Ideal de no electrolito: A las soluciones que siguen la ley de Raoult se les llama soluciones ideales.

En una solución ideal, todas las fuerzas moleculares son iguales, sin que importe si las moléculas son semejantes o no.

Para una solución ideal no electrolito tenemos que tanto ΔHmezcla=0 como ΔVmezcla=0. Sin embargo la mayoría de las mezclas no se comportan de manera ideal.

Ideal electrolito: Una solución ideal de no electrolito debe tener las mismas características que una no electrolito mencionadas anteriormente, sin embargo también debe poseer la característica de que esta sustancia al disolverse produzca una solución que conduzca la electricidad.

2.- Explicar la teoría de disociación de Arrhenius para una disolución de electrolito fuerte.

Arrhenius postuló que los electrolitos en solución se disocian en partículas cargadas eléctricamente, llamadas iones, de tal modo que la carga total en los iones positivos es igual a la carga total en los iones negativos. Por consiguiente, el resultado neto es, que la solución en conjunto es neutra a pesar de la presencia de las partículas eléctricamente cargadas que contienen. La presencia de estos iones explica la conductividad eléctrica de las soluciones. Arrhenius destacó además que un electrolito en solución no requiere necesariamente estar disociado por completo en iones sino que también puede estar sólo parcialmente disociando, teniendo así iones en equilibrio con moléculas no ionizadas de la sustancia.

Se puede prever entonces a partir de las leyes de equilibrio químico, que el grado de disociaciones variará con la concentración, llegando ser mayor a medida que la concentración de la sustancia disuelta es menor.

3. Investigar qué diferencia existe entre las propiedades coligativas de disoluciones de no electrolitos y de electrolitos.

Electrolitos: Las soluciones electrolíticas se comportan como si el soluto tuviera en la solución una masa molecular menor que la fórmula masa más simple de las sustancia. El descenso del punto de congelación, la elevación del punto de ebullición, la reducción de la presión de vapor y la presión osmótica de soluciones electrolíticas todas son de mayor magnitud que los efectos correspondientes a las soluciones no electrolíticas.

Estas soluciones electrolíticas pueden disociarse en iones en mayor o menor grado, aumentando de ese modo el número total de partículas en solución.

No electrolíticas: En las soluciones no electrolíticas el soluto disuelto en el disolvente persiste en forma molecular sin carga eléctrica y no presenta ninguna tendencia a disociarse en iones.

4. Definir el 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 lo denomina "   ".

Muchos solutos al disolverse se disocian en dos o más especies, como en el caso de los compuestos iónicos. Entonces la concentración de especies en disolución no coincide con la del soluto, necesitamos un factor que al multiplicarlo por la concentración del soluto nos dé la concentración total de especies en disolución. Este dato es particularmente importante para las propiedades coligativas como los fenómenos de ósmosis, ya que la presión osmótica depende de la concentración de especies en la disolución y no de la concentración del soluto

5.- Calcular la cantidad de soluto de a) NaCl yb) CaCl2 que se rquiere para preparar 25mL de una disolución 0.5m

Bibliografía:

Sears, Zemansky et al., University Physics, Addison-Wesley Publishing Company, Sixth ed., 1982.

Schiavello, Mario; Vicente Ribes, Leonardo Palmisano (2003). Fundamentos de Química. Barcelona: Editorial Ariel, S.A