PROPIEDADES COLIGATIVAS COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES UNIVERSIDAD DE CARTAGENA FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES QUIMICA GENERAL II
2CORVIS
CARLOS, 2CUELLO HANNIA, 2DORIA DANIEL, 2GONZALES VERONICA, 1HERNANDEZ KEITY, 1MARTINEZ RONALDO, 3RAFAEL CORREA.
1Estudiantes,
universidad de Cartagena, Facultad de Ciencias Exactas y Naturales, Programa de Química.
2Estudiantes,
Universidad de Cartagena, Facultad de Ciencias Exactas y Naturales, Programa de Biología.
3Docente,
Universidad de Cartagena, Facultad de Ciencias Exactas y Naturales.
RESUMEN
En esta práctica de laboratorio que se comprobaron las propiedades coligativas de las soluciones, se utilizó una disolución de cloruro de sodio (Sal) y una disolución de sacarosa (Azúcar), esto se llevó a cabo mediante la medición de la temperatura con ayuda de un termómetro y una estufa eléctrica en la cual se pusieron a calentar dichas disoluciones, donde se pudieron comprobar la diferencia entre la temperatura teórica y la real y la influencia de un soluto, tanto en el punto de congelación como de ebullición. Palabras claves: Temperatura, Solución, Soluto, Punto de congelación, Punto de ebullición.
ABSTRAC
In this practice of laboratory that the colligative properties of the solutions verified, there was in use a dissolution of chloride of sodium (Salt) and a dissolution of saccharose (Sugar), this was carried out by means of the measurement of the temperature by help of a thermometer and an electrical stove in which they put to warm the above mentioned dissolutions, where there could be verified the difference between the theoretical temperature and the royal one and the influence of a soluto, so much in the point of freezing as of boiling. Keywords: Temperature, Solution, Soluto, Freezing-point, Boiling-point.
1. INTRODUCCION
Muchas disoluciones constan de solutos no volátiles que tienen solubilidad limitada en un disolvente volátil. Por ejemplo las disoluciones de sacarosa o cloruro sólido en agua. Se observa que propiedades importantes de estas disoluciones, incluyendo la elevación del punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica dependen solamente de la concentración del soluto, no de su naturaleza. Éstas se denominan propiedades coligativas. En esta práctica, se comparan las propiedades coligativas usando el modelo de disolución ideal, en las correcciones de no idealidad, que requieren el uso de actividades en lugar de concentraciones. (Phillip Reld, 2009). La disminución de la presión de vapor delta P de un disolvente particular a una temperatura dada depende de los números relativos de moles de soluto y disolvente presentes y, por lo tanto, de la molalidad de la disolución. Puesto que esta dependencia es característica de las propiedades coligativas, delta P es una propiedad coligativa de las disoluciones realizadas en esta práctica. Se ha visto cómo esta propiedad puede usarse para determinar el peso molecular de los solutos. Otras propiedades coligativas de las disoluciones se miden de ordinario de manera más conveniente, y éstas pueden ser usadas para determinadas masas moleculares. Las relaciones de estas propiedades a la molalidad de las disoluciones pueden deducirse a partir del efecto del soluto sobre la presión de vapor del disolvente. La próxima propiedad coligativa que será estudiada es el aumento, o elevación, del punto de ebullición que acompaña a la
adición de un soluto no volátil a un disolvente. (Gordon M. et al. 1986) La presión de vapor de una disolución disminuye con respecto al disolvente puro. Como. La disolución exhibe una disminución del punto de congelación, una elevación del punto de ebullición y una presión osmótica. Generalmente, el soluto no cristaliza con el disolvente durante la congelación porque el soluto no puede integrarse fácilmente en la estructura del cristal del disolvente. En este caso, el cambio en el potencial químico de la disolución de un soluto no volátil, en la formación de la disolución sólo se ve afectado el potencial químico del líquido Pese a que la presión del gas disminuye por la adición del soluto, el potencial químico del gas no se altera porque permanece puro. El potencial químico del sólido no se ve afectado por la suposición de que el soluto no cristaliza con el disolvente, la temperatura de fusión T... Definida como la intersección de las curvas p. del sólido y líquido frente a T. disminuye por la disolución de un soluto no volátil en el disolvente. Similarmente, la temperatura de ebullición T aumenta por la disolución de un soluto no volátil en el disolvente. (Phillip Reld, 2009). 2. MATERIALES Y METODOS A. Aumento Ebulloscópico con soluto iónico.
Para este procedimiento se pesó 10.57g de NaCl (Soluto Iónico) con ayuda de una espátula y se agregó a 100ml de agua destilada en un vaso de precipitado. Luego, con esos gramos de NaCl se halló los moles de ese soluto y por medio de la densidad se encontró cuantos Kg de H2O había en los 100mL, eso se hizo con el fin de hallar la molalidad de la solución de NaCl para
después utilizar la molalidad en la ecuación para el aumento del punto de ebullición y saber teóricamente a que temperatura iba a ebullir dicha solución; luego de tener todos estos datos se colocó la solución que estaba en el vaso de precipitado en una estufa eléctrica para calentarlo y se le colocó un termómetro para medir su temperatura y saber a qué punto ebullia. B. Aumento Ebulloscópico con soluto molecular.
Para este procedimiento se pesó 10.57g de C6H12O6 (Soluto Molecular) con ayuda de una espátula y se agregó a 100ml de agua destilada en un vaso de precipitado. Luego, con esos gramos de azúcar se calcularon los moles de ese soluto y por medio de la densidad se encontró cuantos Kg de H 2O había en los 100mL, eso se hizo con el fin de hallar la molalidad de la solución de C6H12O6 para después utilizar la molalidad en la ecuación para el aumento del punto de ebullición y saber teóricamente a que temperatura iba a ebullir dicha solución; luego de tener todos estos datos se colocó la solución que estaba en el vaso de precipitado en una estufa eléctrica para calentarlo y se le colocó un termómetro para medir su temperatura y saber a qué punto ebullia. C. Descenso crioscópico.
En este procedimiento se usaron 3 cubos de hielo los cuales fueron agregados a un vaso de precipitado, se tomó la temperatura. Luego, se agregó a un punto específico 10.57g de NaCl y se volvió a medir su temperatura, se observó que cambio ocurrió en los cubos de hielo. 3. RESULTADOS Y DISCUSIONES.
Ecuaciones Utilizadas:
∆ = ℯ Ecuación 1. Formula del aumento ebulloscópico.
∆ = Ecuación 2. Formula del descenso crioscópico.
∆ = − Ecuación 3. Formula de la temperatura.
=
Ecuación 4. Formula de la molalidad.
A. Aumento ebulloscópico con soluto iónico.
Para este procedimiento se tomaron los siguientes datos: Constante ebulloscópica del agua = 0.512 °⁄ gramos de soluto (NaCl) = 10.57g Volumen del solvente (H2O) = 100Ml Peso Molecular del soluto (NaCl) = 58.45
Densidad del solvente (H2O) = 1.0
⁄
⁄
Primero, se calcularon los moles de soluto que hay en 10.57g de NaCl. Para esto, con el peso molecular se hizo un factor de conversión de la siguiente forma:
10.57 ∗
1 = 0.18 58.45
En 10.57g de NaCl hay 0.18 moles de NaCl.
Segundo, se calculó cuantos Kg de H 2O habían en los 100mL, para esto se utilizó la densidad como factor de conversión:
100 ∗
agua, por lo que no libera tantas moléculas de vapor como el agua pura lo haría. Por lo tanto, se requiere más energía (una temperatura más alta) para que la solución de NaCl empiece a hervir.
1 1 ∗ = 0.1 1 1
En 100mL hay 0.1Kg de H 2O. B. Aumento ebulloscópico con soluto molecular.
Tercero, se halló la molalidad de la solución, para esto se utilizó la ecuación 4:
0.18 = = 1.8 0.1 La solución estaba a una concentración 1.8m. Teniendo la molalidad y la constante ebulloscópica se reemplazan en la ecuación 1:
1.8(0.512 °⁄ ) = 0.92° ∆ = 1.8 Despejando en la ecuación 3. Tenemos:
Datos: Constante ebulloscópica del agua = 0.512 °⁄ gramos de soluto (C6H12O6) = 10.57g. Volumen del solvente = 100mL Peso molecular del soluto (C6H12O6) = 180
Densidad del solvente (H2O) = 1.0
⁄
⁄
Primero, se calcularon los moles de soluto que hay en los 10.57g de azúcar, para esto se hace un factor de conversión con el peso molecular del compuesto:
= 0.92° 0.92° + 100° = 100.92° 100.92°
1 10.57 ∗ = 0.058 180
El punto de ebullición, teóricamente, de la solución: 100.92°C.
En 10.57g de azúcar hay 0.058 moles de azúcar.
Al calentar esta solución en la estufa eléctrica su punto de ebullición fue en 101°C. Desde un punto de vista molecular, cuando se eleva la temperatura del agua, las moléculas se mueven más rápido, chocan con más frecuencia, y liberan más moléculas de gas de vapor. Los iones de NaCl toman un poco de espacio, haciendo menos colisiones entre las moléculas de
Segundo, se calcularon los Kg de agua que hay en 100mL de H 2O, para esto se utilizó la densidad del agua como factor de conversión:
100 ∗
1 1 ∗ = 0.1 1 1000
En 100mL de agua hay 0.1Kg de agua.
Tercero, se calculó la molalidad de la solución utilizando la ecuación 4:
=
0.058 = 0.58 0.1
Teniendo la molalidad y la constante ebulloscópica se reemplazan en la ecuación 1:
∆ = 0.58(0.512 °⁄ ) = 0.3° Despejando y reemplazando los datos en la ecuación 3, tenemos:
= 0.3° + 100 100° ° = 100.3° 100.3° El punto de ebullición, teóricamente, de la solución: 100.3°C. Al calentar en la estufa eléctrica esta solución su punto de ebullición fue en 99°C. Al agregar azúcar al agua se eleva su punto de ebullición, es decir tienes que calentar más el agua para que pase de líquido a gas, ya que las moléculas de azúcar disueltas "jalan" con mayor fuerza a las moléculas de agua. Las propiedades coligativas miden la cantidad de moléculas disueltas en la solución. La sal y el azúcar tienen diferentes cantidades de moléculas y afectan a la solución por la cantidad de partículas que se disuelven en el agua. La sal, o NaCl, tiene dos iones por molécula, lo que significa que se separa y produce más partículas en el agua. Las moléculas de azúcar no se separan y por lo tanto tiene menos partículas por masa que las de sal.
C. Descenso crioscópico.
En este procedimiento se le agregó 10.57g de NaCl en un punto específico a unos cubos de hielo agregados a un vaso de precipitado. Al añadir la sal la temperatura pasó de 0°C a -6°C. Para enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío, la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. Este proceso de descenso de temperatura también es coadyuvado por la reacción entre el agua y el NaCl en sí, debido a que es una reacción endotérmica, por lo que necesita calor para proceder. Este calor lo obtiene de la temperatura del hielo, disminuyéndola de 0°C a unos grados por debajo. 4. CONCLUSION
Cuando se estudia alguna solución algunas de las propiedades de dicha solución dependen de la naturaliza del soluto, por ejemplo, la viscosidad, sabor, color y la densidad del mismo, otras propiedades son causadas por el disolvente utilizado, sin embargo, existen otro tipo de propiedades como la elevación del punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica dependen solamente de la concentración del soluto y no de la naturaleza de las moléculas. En esta práctica de laboratorio se pudo observar y poner a prueba dichas propiedades, las observaciones permitieron comprobar que efectivamente algunas propiedades solo dependen de la concentración del soluto y que las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con
cualquier otra propiedad de los solutos, sino que dependen exclusivamente del número de partículas empleado. 5. BIBLIOGRAFIA
Barrow, G. (1968). Sistemas químicos. BARCELONA: Reverte ́ . Petrucci, R., Harwood, W., Iza Cabo, N., & Pando G. Pumarino, C. (1999). Química general. Madrid: PrenticeHall.
