Universidad Rafael Urdaneta
PRÁCTICA #1
EBULLOSCOPÍA
Laboratorio de Fisicoquímica
| Informe de Laboratorio
+ Republica Bolivariana de Venezuela. Universidad Rafael Urdaneta. Facultad de Ingeniería Química. Laboratorio de Fisicoquímica.
INFORME DE LABORATORIO Práctica # 1. EBULLOSCOPÍA
INTEGRANTES:
Lopes, Genisis C.I: 21.357.466 Guerrero, Patricia C.I: 20.725.994 Montiel, Yessika C.I: 20.582.945
DOCENTE:
Prof.: Xiomara Méndez.
Maracaibo; 6 de octubre del 2010
ÍNDICE
Introducción
Marco teórico
Diagrama del equipo
Funcionamiento y Descripción de cada parte del equipo
Procedimiento experimental
Datos experimentales y Resultados
Discusión de resultados
Conclusiones
Recomendaciones
Bibliografía
Apéndice
INTRODUCCIÓN
En esta práctica se va a estudiar el efecto de un soluto no volátil sobre la temperatura de ebullición de un disolvente, estableciendo como objetivo identificar la influencia de un soluto, determinando su peso molecular la cual se realizará mediante ebulloscopía, siendo la herramienta más utilizada durante el proceso el trípode mechero para el calentamiento de la solución y un termómetro para la medición de la temperatura. La adición de un soluto no volátil abate la presión de vapor de la solución, por lo tanto se requiere una temperatura más alta para alcanzar una presión de vapor igual a la del disolvente puro, entonces el punto de ebullición de la solución es más alto que la del líquido puro. El cloroformo es un reactivo químico, que se usará como solvente diluido en agua, útil debido a la polarización de sus enlaces C−Cl, por lo que es una herramienta apreciada en síntesis orgánica, al proporcionar el grupo CCl2. Además debido a que es usualmente estable y miscible con la mayoría de los compuestos orgánicos lipídicos y saponificables, es comúnmente utilizado como solvente. Su fórmula química CHCl3.4 Es evidente que al disolver un soluto cualquiera en un líquido, las propiedades de la disolución son distintas de las del disolvente puro. Hay propiedades que varían de acuerdo con la naturaleza del soluto y del disolvente, como son la densidad, la viscosidad, la constante dieléctrica, el índice de refracción, etc., y otras cuya variación depende sólo del número de moléculas disueltas. Estas últimas propiedades cuya variación prácticamente es independiente de la naturaleza del soluto se llaman propiedades coligativas (del latín colligare, unir, ligar), de las cuales las más importantes son: presión de vapor, punto de congelación, punto de ebullición y presión osmótica. El informe consta de su portada un índice, de diagrama, descripción y funcionamiento de los equipos, de datos experimentales seguida por los resultados, su análisis y posterior conclusiones, finalmente la bibliografía y un apéndice donde se encuentra la hoja de cálculos.
MARCO TEÓRICO
La ebulloscopía es la determinación del punto de ebullición de un líquido en el que se halla disuelta una sustancia, lo que permite conocer el grado de concentración de la solución. El soluto que se encuentra en un líquido disminuye su presión de vapor, lo que se traduce en un incremento del punto de ebullición. De acuerdo con la Ley de Raoult, este incremento del punto de ebullición en relación al del disolvente puro es proporcional a la molalidad de la sustancia disuelta.1
Propiedades Colígativas de las Disoluciones2
Leyes de Raoult y Henrry
Son muchas las propiedades de las disoluciones, entre ellas densidad, índice de refracción, punto de ebullición, etc., y cambian cuando se modifican su composición.
Disminución de la Pesión de Vapor de las Disoluciones.
Ley de Raoult.
“La disminución de la presión de vapor que se observa (cuando el soluto no es volátil ni iónico) en toda disolución con respecto a la del disolvente puro es directamente proporcional al número de moléculas (fracción molar) del soluto por unidad del volumen del disolvente”. Entonces tenemos:
Donde:
P1 = presión de vapor de la disolución Po = presión de vapor del disolvente puro n1 y n2 = el números de moléculas por unidad de volumen de disolvente y de soluto. La disminución de la presión (P) es la diferencia entre la presión de vapor del disolvente (Po) y la de la disolución (P1).
Disminución del Punto de Congelación (crioscopia) y Elevación en el Punto de Ebullición (Ebulloscopia) Como consecuencia de la disminución de la presión de vapor, hay un descenso en el punto de congelación de las disoluciones. La magnitud de esta disminución para una misma concentración molar de soluto varía con el disolvente, pero es constante para el. Así para 1000 ml de agua es de 1.86ºC por mol de soluto. Podemos expresar que el descenso en el punto de congelación es aproximadamente proporcional a la molalidad del soluto (o molalidad total, si hay varios solutos) Por lo tanto:
Donde: ∆Tc = descenso del punto de congelación. Toc = punto de congelación del disolvente puro. Tc = punto de congelación de la solución. Kc = constante molal crioscópica. m = Molalidad Nota: investigue la “Kc” para diferentes sustancias.
Cuando un soluto no es relativamente volátil hay una elevación en el punto normal de del disolvente. En diluciones diluidas, el aumento en el punto de ebullición (∆T e) es directamente proporcional al número de moléculas de soluto (o moles) “m” en un determinado peso de disolvente. Por lo tanto:
Donde: ∆Te = aumento del punto de ebullición. Toe= punto de ebullición del disolvente puro. Te = punto de ebullición de la solución. Ke = constante molal ebulloscopia. m = Molalidad. La correlación entre estas propiedades físicas y el número de moléculas del soluto sirve para la determinación de pesos moleculares.
Presión Osmótica Si en un recipiente se dispone dos compartimientos separados por un membrana semipermeable, que sólo deja pasar moléculas de disolventes, pero no de solutos, y en uno de ellos se pone una disolución y en el otro un disolvente puro o una disolución más diluida, el disolvente atravesará la membrana pasando a la disolución, que así se va diluyendo, hasta igualar las concentraciones de ambos lados de la membrana. Esta migración del disolvente, llamada ósmosis, se puede interrumpir aplicando una presión π en exceso sobre la ejercida por el disolvente puro. Este exceso de presión se denomina presión osmótica de la disolución y según una hipótesis de Van’t Hoff, esta presión osmótica es comparable a la presión P ejercida pos un gas sobre una pared. El
comportamiento de las disoluciones separadas por una membrana semipermeable es comparable al de los gases perfectos y se les aplica la fórmula:
Donde: π = Presión osmótica. V = Volumen de la disolución. n = el numero de moles. R = la constante universal de los gases. T = temperatura absoluta. (ºC)
FUNCIONAMIENTO Y DESCRIPCION DEL EQUIPO
En esta práctica se utilizó un Beaker, una probeta, un tubo de vidrio, dos termómetros, un soporte universal, un mechero, un tubo de ensayo y una gradilla. Beaker o vaso de precipitados Es un simple contenedor para agitar, mezclar y calentar líquidos de uso común en muchos laboratorios, son generalmente cilíndricos en forma, con un fondo plano y un labio de vertido. Muchos de ellos también tienen un pequeño tubo para ayudar a verter, están disponibles en una amplia gama de tamaños, desde mililitros hasta varios litros. Probeta Son cilindros huecos de vidrio, que descansan sobre un pie, pueden ser graduadas o no, con o sin tapón esmerilado, con o sin vertedero o pico; se utilizan para medir líquidos o gases sin gran exactitud. Tubo de vidrio o agitadores de vidrio Son varillas macizas de vidrio, de extremos redondeados para no rayar las vasijas; sirven para remover o agitar líquidos, estas se encuentran en distintos tamaños y diámetros. Termómetro Son aparatos para medir la temperatura de un cuerpo o de un recinto. Los más usados son los de mercurio y los de alcohol. Los hay de escala interna y de escala externa. Constan de un bulbo de vidrio, donde va un líquido que se dilata fácilmente (mercurio, etanol, tolueno, etc.), que continúa con un tubo capilar cerrado en la parte superior. A lo largo del tubo capilar va una escala graduada comúnmente en grados centígrados y décimas de éstos. Los termómetros de mercurio sirven para temperaturas comprendidas entre (-30 y +300°C). Soporte Universal Consta de una varilla de hierro, vertical, enroscada a un pie, también de hierro; mediante diversos accesorios, nueces, pinzas simples y dobles, aros de hierro, etc., sostiene balones, cápsulas, tubos, retortas, entre otros instrumentos.
Mechero También llamado quemador Bunsen es un instrumento utilizado en laboratorios científicos para calentar o esterilizar muestras o reactivos químicos. El quemador tiene una base pesada en la que se introduce el suministro de gas. De allí parte un tubo vertical por el que el gas fluye atravesando un pequeño agujero en el fondo de tubo. Algunas perforaciones en los laterales del tubo permiten la entrada de aire en el flujo de gas proporcionando una mezcla inflamable a la salida de los gases en la parte superior del tubo donde se produce la combustión, no muy eficaz para la química avanzada. Tubo de ensayo: Son tubos de vidrio delgado, cerrados por un ex tremo, usados para hacer reacciones en pequeña escala. Se calientan a fuego directo, a condición de estar secos por fuera. Hay tubos de ensayo con tubuladura lateral, que se usan además para producir gases en pequeñas cantidades. Gradilla par tubos de ensayo: Es un soporte de madera donde se colocan los tubos de ensayo.
Diagrama del equipo
Beaker
Termometro
Mechero
Tubo de Vidrio
Soporte Universal
Tubo de ensayo
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1. Medir 10ml de Cloroformo (CHCl3) y adicione en un tubo de ensayo. Sellar un capilar por un extremo y colocarlo con el extremo sellado hacia arriba. 2. Prepare un baño de agua a temperatura de 65 ºC. 3. Leer temperatura inicial en el tubo de ensayo 4. Introducir el tubo en el baño de agua y leer la temperatura del tubo de ensayo casa 30seg por 5min. 5. Retirar el tubo de ensayo del baño y enfriar en el grifo (parte externa del tubo) 6. Adicionar 2g de soluto aportado hasta disolución total. 7. Leer temperatura inicial del tubo de ensayo. 8. Introducir el tubo en el baño a 65 C 9. Leer temperatura cada 30seg por 5min.
DATOS EXPERIMENTALES Y RESULTADOS Masa del soluto: 2g. Volumen del solvente puro: 10ml Densidad del CHCl3: 1.47 g/ml
Tiempo (seg) 0 30 60 90 120 150 180 210 240 270 300
Temperatura del solvente puro (Cloroformo) ( C) 26 55 60 61 62 62 62 62 62 62 62
Temperatura del solvente en Solución ( C) 24 50 59 62 63 64 64 64 64 64 64
Determinación de la temperatura de Ebullición del solvente en solución 70 60 50 40
Temperatura del solvente puro
30
Temperatura del solvente en solucion
20 10 0 0
100
200
300
400
Grafico de tiempo (seg) Vs. Temperatura ( C).
DATOS EXPERIMENTALES Y RESULTADOS
Constante ebulloscópica calculada: 3.77 Soluto no volátil determinado: Naftaleno Peso molecular determinado: 256.4626 g/mol Masa de CHCl3: 14,7g
*Nota: los cálculos están en el apéndice
ANALISIS Y DISCUSION DE LOS RESULTADOS
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Si se analiza la curva de la temperatura de ebullición del solvente vs el tiempo, se puede observar que al principio la temperatura aumento considerablemente hasta los 120 seg donde se mantuvo constante hasta el final. Esto ocurre debido a que cuando un compuesto alcanza su temperatura de ebullición, dicha temperatura se mantiene constante hasta que todo el solvente se vaporice. El solvente utilizado fue el cloroformo, su valor teórico de la temp. De ebullición es 61.2 ºC, y la temperatura experimental fue 62ºC, siendo temperaturas bastantes semejantes.
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En la siguiente curva expresada en el grafico con el color rojo, muestra la relación que existe entre la temp. De ebullición de la solución (al solvente se le agrego un soluto desconocido) vs el tiempo. Esta curva al igual que la anterior primero presenta aumentos de temp., para luego ser constante hasta el final. Si se comparan las dos curvas la temp. De ebullición del la solución es mayor que la del solvente puro.
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La situación anterior se debe Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto ya que esta partículas interfieren que la solución ebulla tan fácilmente. Además que se tiene como consecuencia la reducción en la presión de vapor que se observa cuando se adiciona un soluto no volátil al solvente, será necesario calentar a una temperatura más alta para conseguir que la presión de vapor sea igual a 1 atmósfera (temp. de ebullición).
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Se determino la constante ebusllocopica del solvente (Kb), obteniendo como resultado 3.77, un valor muy cercano al de la bibliografía el cual es 3.81. indicando que los cálculos son correctos. Luego se procedió a hallar el peso molecular del soluto desconocido obteniendo como resultado aproximadamente 256 g/mol. Si se quiere identificar dicho soluto sólido se pueden establecer dos parámetros: peso molecular, color blanco. Por esto el compuesto mas cercano es la acetanilida con un peso molecular de 135,17g/mol y el naftaleno con 128g/mol. El compuesto que se cree que fue el soluto desconocido fue el naftaleno por su apariencia básicamente, en cuanto al peso molecular obtenido se debe a que el delta tb hallado experimentalmente fue muy bajo, siendo de 2ºC pero si se hubiese hallado 4 ºC, el peso molecular fuera el correspondiente al del naftaleno.
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Lo anterior quiere decir que por posibles errores experimentales (no se vio bien la temperatura, no se mantuvo la temperatura de baño a la correspondiente, el termómetro no servía bien, entre otros) al momento de adicionar el soluto la temperatura de ebullición no varió lo suficiente dando un porcentaje de error en los resultados.
CONCLUSIONES
El aumento de la temperatura de ebullición es una propiedad coligativa que fue determinada experimentalmente, midiendo la temperatura de ebullición del solvente puro siendo de 62ºC, y luego la del solvente más un soluto desconocido obteniendo una temperatura de ebullición de 64 ºC. De acuerdo con los resultados se vio un ascenso de 2 ºC, debiéndose a que cuando un soluto no volátil se agrega a un solvente este impide que las moléculas hiervan a temperatura normal originando o proporcionando un aumento en la temperatura de ebullición. La constante ebulloscópica calculada fue muy aproximada a la tabulada con un valor de 3.77. El soluto desconocido se asume que fue el naftaleno, y que debido a errores experimentales no se obtuvo el peso molecular exacto del naftaleno. Estos errores experimentales pudieron ser mal lectura del termómetro, la temperatura del baño no era la correcta, no se coloco bien la muestra, entre otros.
RECOMENDACIONES:
Todos los objetos de vidrio o deben estar perfectamente limpios. Téngase el tablero de la mesa limpio y seco. Puesto que los éxitos de los análisis dependen, en gran parte, de la pureza de los reactivos, se han de tomar todas las precauciones posibles para conservarlos libres de contaminación. El tapón del frasco de reactivo no se ha de dejar sobre la mesa, sino que se ha de sostener entre los dedos durante el uso del reactivo y finalmente volverlo al frasco de reactivo al que pertenece. Adquiérase el habito de volver cada frasco de reactivo a su sitio inmediatamente después de usarlo. Antes de empezar un experimento, léase el procedimiento completo y adquiérase la seguridad de que se comprende la finalidad de añadir cada reactivo. Examínese el rotulo de cada frasco antes de añadir el reactivo, para estar seguro de que se ha tomado del anaquel el frasco preciso. Los vasos y capsulas calientes no deben manejarse con pinzas metálicas, porque estas son atacadas por los ácidos, y, por tanto, se puede introducir algo de metal en la solución. Las capsulas calientes se pueden manejar con ayuda de una toalla limpia, pero, sin embargo, es mejor dejar que se enfrié la capsula. Si se desean buenos resultados, téngase cuidado de emplear las cantidades exactas prescritas de reactivos y hacer uso de la vasija indicada. No hacer cambios en el proceso sin consultar al profesor de prácticas. Consúltese al profesor de prácticas cuando se obtiene un resultado que no puede explicarse aun con toda la información contenida en el libro.
Bibliografía
http://es.wikipedia.org/wiki/Ebulloscop%C3%ADa
s3.amazonaws.com/.../PROPIEDADES-COLIGATIVAS-DE-LASDISOLUCIONES.doc
Maron, R; Prutton, W; Fundamentos de Fisicoquímica. 3ra edición. pp.319-325.
Físico Química, Levine. Ira N, cuarta edición, volumen 1, editorial Mc Graw Hill, 1996
4
.http://es.wikipedia.org/wiki/Cloroformo
APENDICE
Determinación de la constante ebulloscópica y del peso molecular del soluto no volátil
Calculo de la constante Ebulloscópica R=1.987. cal . mol K ΔH vap @ 20°C = 58.97 cal g Tb= 61.2 ºC = 334,35 K Kb=.
R.Tb²
.
ΔHvap.1000 Kb= (1.987).*(334,35) ² = 3.77 (58.97)(1000)
Calculo del Peso Molecular del soluto m2= 2 gr. ρCHCl3= 1.47g/ml V=10mL ΔTb= 2 ºC = 2 K m1= ρCHCl3. V = (1.47g/ml)*(10ml) m1 = 14.7g M2= Kb.m2.1000 = (3.77)*(2)*(1000) m1. ΔTb (14.7)*(2)
M2= 256.4626 g/mol
